Quali legami possono esserci tra gli atomi di carbonio? Legami covalenti che coinvolgono un atomo di carbonio. Materiale di riferimento per sostenere il test

Nello stato fondamentale, l'atomo di carbonio C (1s 2 2s 2 2p 2) ha due elettroni spaiati, per cui si possono formare solo due coppie di elettroni comuni. Tuttavia, nella maggior parte dei suoi composti, il carbonio è tetravalente. Ciò è spiegato dal fatto che l'atomo di carbonio, assorbendo una piccola quantità di energia, entra in uno stato eccitato in cui ha 4 elettroni spaiati, cioè capace di formarsi quattro legami covalenti e prendono parte alla formazione di quattro coppie di elettroni comuni:

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

L'energia di eccitazione viene compensata dalla formazione di legami chimici, che avviene con il rilascio di energia.

Gli atomi di carbonio hanno la capacità di formare tre tipi di ibridazione degli orbitali elettronici ( sp 3, sp2, sp) e la formazione di legami multipli (doppi e tripli) tra loro (Tabella 2.2).

Tabella 2.2

Tipi di ibridazione e geometria molecolare

Una semplice (singola) connessione s viene eseguita quando sp 3-ibridazione, in cui tutti e quattro gli orbitali ibridi sono equivalenti e sono diretti nello spazio con un angolo di 109°29' tra loro e orientati rispetto ai vertici di un tetraedro regolare (Fig. 2.8).

Riso. 2.8. Formazione della molecola di metano CH 4

Se gli orbitali di carbonio ibridi si sovrappongono a quelli sferici S-orbitali dell'atomo di idrogeno, quindi si forma il composto organico più semplice metano CH 4, un idrocarburo saturo.

Di grande interesse è lo studio dei legami degli atomi di carbonio tra loro e con atomi di altri elementi. Consideriamo la struttura delle molecole di etano, etilene e acetilene.

Gli angoli tra tutti i legami nella molecola di etano sono quasi esattamente uguali tra loro (Fig. 2.9) e non differiscono dagli angoli C - H nella molecola di metano.

Pertanto, gli atomi di carbonio sono in uno stato sp 3-ibridazione.

Riso. 2.9. Molecola di etano C 2 H 6

L'ibridazione degli orbitali elettronici degli atomi di carbonio può essere incompleta, cioè due ( sp2-ibridazione) o uno ( sp-ibridazione) di tre R-orbitali. In questo caso, tra gli atomi di carbonio si formano connessioni multiple (doppio o triplo). Gli idrocarburi con legami multipli sono detti insaturi o insaturi. Un doppio legame (C=C) si forma quando sp2-ibridazione.

In questo caso, ogni atomo di carbonio ne ha uno dei tre R-gli orbitali non sono coinvolti nell'ibridazione, con conseguente formazione di tre sp2-orbitali ibridi situati sullo stesso piano con un angolo di 120° tra loro e non ibridi 2 R L'orbitale si trova perpendicolare a questo piano. Due atomi di carbonio si legano insieme per formare un legame s dovuto alla sovrapposizione di orbitali ibridi e un legame p dovuto alla sovrapposizione R-orbitali.

Interazione degli orbitali ibridi liberi del carbonio con 1 S-gli orbitali degli atomi di idrogeno portano alla formazione di una molecola di etilene C 2 H 4 (Fig. 2.10) - il rappresentante più semplice degli idrocarburi insaturi.

Riso. 2.10. Formazione di una molecola di etilene C 2 H 4

La sovrapposizione degli orbitali elettronici nel caso del legame p è minore e le zone con maggiore densità elettronica si trovano più lontane dai nuclei atomici, quindi questo legame è meno forte del legame s.

Un triplo legame è formato da un legame S e due legami P. In questo caso, gli orbitali elettronici sono in uno stato di ibridazione sp, la cui formazione avviene a causa di uno S- e uno R-orbitali (Fig. 2.11).

I due orbitali ibridi si trovano ad un angolo di 180° l'uno rispetto all'altro, mentre i restanti due orbitali non ibridi R-gli orbitali si trovano su due piani reciprocamente perpendicolari. La formazione di un triplo legame avviene nella molecola di acetilene C 2 H 2 (vedi Fig. 2.11).

Riso. 2.11. Formazione di una molecola di acetilene C 2 H 2

Un tipo speciale di legame si verifica durante la formazione di una molecola di benzene (C 6 H 6), il rappresentante più semplice degli idrocarburi aromatici.

Il benzene contiene sei atomi di carbonio legati insieme in un anello (anello benzenico), con ciascun atomo di carbonio in uno stato di ibridazione sp 2 (Fig. 2.12).

Riso. 2.12. sp 2 – orbitali della molecola di benzene C 6 H 6

Tutti gli atomi di carbonio inclusi nella molecola del benzene si trovano sullo stesso piano. Ogni atomo di carbonio nello stato di ibridazione sp 2 ha un altro orbitale p non ibrido con un elettrone spaiato, che forma un legame p (Fig. 2.13).

L'asse è così R-gli orbitali si trovano perpendicolari al piano della molecola di benzene.

Tutti e sei non sono ibridi R Gli orbitali -formano un orbitale p molecolare di legame comune e tutti e sei gli elettroni si combinano per formare un sestetto di elettroni p.

La superficie limite di tale orbitale si trova sopra e sotto il piano dello scheletro s di carbonio. Come risultato della sovrapposizione circolare, si forma un unico sistema p delocalizzato, che copre tutti gli atomi di carbonio del ciclo (Fig. 2.13).

Il benzene è schematicamente rappresentato come un esagono con un anello all'interno, il che indica che avviene la delocalizzazione degli elettroni e dei legami corrispondenti.

Riso. 2.13. -legami nella molecola di benzene C 6 H 6

Legame chimico ionico

Legame ionico- un legame chimico formato a seguito della reciproca attrazione elettrostatica di ioni caricati in modo opposto, in cui uno stato stabile si ottiene mediante il completo trasferimento della densità elettronica totale a un atomo di un elemento più elettronegativo.

Un legame puramente ionico è il caso limite di un legame covalente.

In pratica, il trasferimento completo di elettroni da un atomo a un altro atomo attraverso un legame non viene realizzato, poiché ciascun elemento ha un EO maggiore o minore (ma non zero) e qualsiasi legame chimico sarà in una certa misura covalente.

Un tale legame si verifica nel caso di una grande differenza nell'EO degli atomi, ad esempio tra i cationi S-metalli del primo e del secondo gruppo del sistema periodico e anioni dei non metalli dei gruppi VIА e VIIА (LiF, NaCl, CsF, ecc.).

A differenza del legame covalente, il legame ionico non ha direzionalità . Ciò è spiegato dal fatto che il campo elettrico dello ione ha una simmetria sferica, cioè diminuisce con la distanza secondo la stessa legge in qualsiasi direzione. Pertanto, l'interazione tra gli ioni è indipendente dalla direzione.

L'interazione di due ioni di segno opposto non può portare alla completa compensazione reciproca dei loro campi di forza. Per questo motivo mantengono la capacità di attrarre ioni di segno opposto in altre direzioni. Pertanto, a differenza del legame covalente, anche il legame ionico è caratterizzato da insaturazione .

La mancanza di direzionalità e saturazione dei legami ionici determina la tendenza delle molecole ioniche ad associarsi. Tutti i composti ionici allo stato solido hanno un reticolo cristallino ionico, in cui ogni ione è circondato da più ioni di segno opposto. In questo caso tutti i legami di un dato ione con gli ioni vicini sono equivalenti.

Collegamento in metallo

I metalli sono caratterizzati da una serie di proprietà speciali: conduttività elettrica e termica, una caratteristica lucentezza metallica, malleabilità, elevata duttilità e grande resistenza. Queste proprietà specifiche dei metalli possono essere spiegate da un tipo speciale di legame chimico chiamato metallo .

Un legame metallico è il risultato della sovrapposizione di orbitali delocalizzati di atomi che si avvicinano tra loro nel reticolo cristallino di un metallo.

La maggior parte dei metalli ha un numero significativo di orbitali vuoti e un piccolo numero di elettroni nel livello elettronico esterno.

Pertanto è energeticamente più favorevole che gli elettroni non siano localizzati, ma appartengano all'intero atomo del metallo. Ai nodi del reticolo del metallo ci sono ioni caricati positivamente, che sono immersi in un “gas” di elettroni distribuito in tutto il metallo:

Io ↔ Io n + + n .

Esiste un'interazione elettrostatica tra ioni metallici caricati positivamente (Me n +) ed elettroni non localizzati (n), che garantisce la stabilità della sostanza. L'energia di questa interazione è intermedia tra le energie dei cristalli covalenti e molecolari. Pertanto, gli elementi con un legame puramente metallico ( S-, E P-elementi) sono caratterizzati da punti di fusione e durezza relativamente elevati.

La presenza di elettroni, che possono muoversi liberamente in tutto il volume del cristallo, fornisce le proprietà specifiche del metallo

Legame idrogeno

Legame idrogeno – un tipo speciale di interazione intermolecolare. Gli atomi di idrogeno che sono legati covalentemente a un atomo di un elemento che ha un elevato valore di elettronegatività (il più delle volte F, O, N, ma anche Cl, S e C) trasportano una carica effettiva relativamente elevata. Di conseguenza, tali atomi di idrogeno possono interagire elettrostaticamente con gli atomi di questi elementi.

Pertanto, l'atomo H d + di una molecola d'acqua è orientato e interagisce di conseguenza (come mostrato da tre punti) con l'atomo O d - di un'altra molecola d'acqua:

I legami formati da un atomo di H situato tra due atomi di elementi elettronegativi sono chiamati idrogeno:

d- d+ d-

A - H ××× B

L’energia di un legame idrogeno è significativamente inferiore all’energia di un legame covalente convenzionale (150–400 kJ/mol), ma questa energia è sufficiente per provocare l’aggregazione delle molecole dei composti corrispondenti allo stato liquido, ad esempio, in acido fluoridrico liquido HF (Fig. 2.14). Per i composti del fluoro raggiunge circa 40 kJ/mol.

Riso. 2.14. Aggregazione di molecole HF dovuta a legami idrogeno

Anche la lunghezza di un legame idrogeno è inferiore alla lunghezza di un legame covalente. Pertanto, nel polimero (HF) n, la lunghezza del legame è F−H = 0,092 nm e la lunghezza del legame è F∙∙∙H = 0,14 nm. Per l'acqua, la lunghezza del legame è O−H=0,096 nm e la lunghezza del legame O∙∙∙H=0,177 nm.

La formazione di legami idrogeno intermolecolari porta ad un cambiamento significativo nelle proprietà delle sostanze: un aumento della viscosità, della costante dielettrica, dei punti di ebollizione e di fusione.

Informazioni correlate.

La maggior parte dei composti organici hanno una struttura molecolare. Gli atomi nelle sostanze con struttura di tipo molecolare formano sempre solo legami covalenti tra loro, come si osserva anche nel caso dei composti organici. Ricordiamo che il covalente è un tipo di legame tra atomi che si realizza grazie al fatto che gli atomi condividono parte dei loro elettroni esterni per acquisire la configurazione elettronica di un gas nobile.

In base al numero di coppie di elettroni condivise, i legami covalenti nelle sostanze organiche possono essere suddivisi in singoli, doppi e tripli. Queste tipologie di collegamenti sono indicate nella formula grafica rispettivamente con una, due o tre linee:

La molteplicità di un legame porta ad una diminuzione della sua lunghezza, quindi un singolo legame C-C ha una lunghezza di 0,154 nm, un doppio legame C=C ha una lunghezza di 0,134 nm e un triplo legame C≡C ha una lunghezza di 0,120 nm.

Tipi di legami secondo il metodo degli orbitali sovrapposti

Come è noto, gli orbitali possono avere forme diverse, ad esempio gli orbitali s sono sferici e p a forma di manubrio. Per questo motivo, i legami possono differire anche nel modo in cui gli orbitali elettronici si sovrappongono:

Legami ϭ - si formano quando gli orbitali si sovrappongono in modo tale che l'area della loro sovrapposizione sia intersecata da una linea che collega i nuclei. Esempi di connessioni ϭ:

Legami π - si formano quando gli orbitali si sovrappongono, in due regioni - sopra e sotto la linea che collega i nuclei degli atomi. Esempi di legami π:

Come fai a sapere quando una molecola ha legami π e ϭ?

Con il tipo di legame covalente, c'è sempre un legame ϭ tra due atomi qualsiasi e un legame π solo nel caso di legami multipli (doppi, tripli). In cui:

• Il legame singolo è sempre un legame ϭ
• Un doppio legame è sempre costituito da un legame ϭ e da un legame π
• Un legame triplo è sempre formato da un legame ϭ e due legami π.

Indichiamo questi tipi di legami nella molecola di acido propinico:

Ibridazione degli orbitali dell'atomo di carbonio

L'ibridazione orbitale è un processo in cui orbitali che inizialmente hanno forme ed energie diverse vengono mescolati, formando invece lo stesso numero di orbitali ibridi che sono uguali in forma ed energia.

Quindi, ad esempio, quando ne mescoli uno S- e tre P- si formano quattro orbitali sp 3-orbitali ibridi:

Nel caso degli atomi di carbonio interviene sempre l'ibridazione S- orbitale e il numero P-gli orbitali che possono prendere parte all'ibridazione variano da uno a tre P- orbitali.

Come determinare il tipo di ibridazione di un atomo di carbonio in una molecola organica?

A seconda di quanti altri atomi è legato un atomo di carbonio, si trova in uno stato sp 3, o capace sp2, o capace sp- ibridazione:

Esercitiamoci a determinare il tipo di ibridazione degli atomi di carbonio usando l'esempio della seguente molecola organica:

Il primo atomo di carbonio è legato ad altri due atomi (1H e 1C), il che significa che è in uno stato sp-ibridazione.

• Il secondo atomo di carbonio è legato a due atomi: sp-ibridazione
• Il terzo atomo di carbonio è legato ad altri quattro atomi (due di C e due di H) – sp 3-ibridazione
• Il quarto atomo di carbonio è legato ad altri tre atomi (2O e 1C) – sp2-ibridazione.

Radicale. Gruppo funzionale

Il termine radicale molto spesso indica un radicale idrocarburico, che è il resto di una molecola idrocarburica senza un atomo di idrogeno.

Il nome di un radicale idrocarburico si forma in base al nome dell'idrocarburo corrispondente sostituendo il suffisso -UN suffisso -I l .

Gruppo funzionale - un frammento strutturale di una molecola organica (un certo gruppo di atomi), che è responsabile delle sue proprietà chimiche specifiche.

A seconda di quale dei gruppi funzionali presenti nella molecola di una sostanza è il più anziano, il composto viene classificato in una classe o nell'altra.

R – designazione del sostituente idrocarburico (radicale).

I radicali possono contenere più legami, che possono anche essere considerati gruppi funzionali, poiché più legami contribuiscono alle proprietà chimiche di una sostanza.

Se una molecola di una sostanza organica contiene due o più gruppi funzionali, tali composti sono detti polifunzionali.

169375 0

Ogni atomo ha un certo numero di elettroni.

Quando entrano in reazioni chimiche, gli atomi donano, acquistano o condividono elettroni, ottenendo la configurazione elettronica più stabile. La configurazione con l'energia più bassa (come negli atomi dei gas nobili) risulta essere la più stabile. Questo modello è chiamato “regola dell’ottetto” (Fig. 1).

Riso. 1.

Questa regola vale per tutti tipi di connessioni. Le connessioni elettroniche tra gli atomi consentono loro di formare strutture stabili, dai cristalli più semplici alle biomolecole complesse che alla fine formano i sistemi viventi. Differiscono dai cristalli nel loro metabolismo continuo. Allo stesso tempo, molte reazioni chimiche procedono secondo i meccanismi trasferimento elettronico, che svolgono un ruolo fondamentale nei processi energetici del corpo.

Un legame chimico è la forza che tiene insieme due o più atomi, ioni, molecole o qualsiasi combinazione di essi.

La natura di un legame chimico è universale: è una forza di attrazione elettrostatica tra elettroni caricati negativamente e nuclei carichi positivamente, determinata dalla configurazione degli elettroni del guscio esterno degli atomi. Si chiama la capacità di un atomo di formare legami chimici valenza, O stato di ossidazione. Il concetto di elettroni di valenza- elettroni che formano legami chimici, cioè situati negli orbitali a più alta energia. Di conseguenza, viene chiamato il guscio esterno dell'atomo contenente questi orbitali guscio di valenza. Attualmente non è sufficiente indicare la presenza di un legame chimico, ma è necessario chiarirne la tipologia: ionico, covalente, dipolo-dipolo, metallico.

Il primo tipo di connessione èionico connessione

Secondo la teoria della valenza elettronica di Lewis e Kossel, gli atomi possono raggiungere una configurazione elettronica stabile in due modi: in primo luogo, perdendo elettroni, diventando cationi, in secondo luogo, acquisirli, trasformarsi in anioni. In seguito al trasferimento di elettroni, a causa della forza di attrazione elettrostatica tra ioni con cariche di segno opposto, si forma un legame chimico, chiamato da Kossel “ elettrovalente"(ora chiamato ionico).

In questo caso, anioni e cationi formano una configurazione elettronica stabile con un guscio elettronico esterno pieno. I tipici legami ionici sono formati da cationi dei gruppi T e II del sistema periodico e anioni di elementi non metallici dei gruppi VI e VII (16 e 17 sottogruppi, rispettivamente, calcogeni E alogeni). I legami dei composti ionici sono insaturi e non direzionali, quindi mantengono la possibilità di interazione elettrostatica con altri ioni. Nella fig. Le Figure 2 e 3 mostrano esempi di legami ionici corrispondenti al modello di trasferimento elettronico di Kossel.

Riso. 2.

Riso. 3. Legame ionico in una molecola di sale da cucina (NaCl)

Qui è opportuno richiamare alcune proprietà che spiegano il comportamento delle sostanze in natura, in particolare considerare l'idea di acidi E motivi.

Le soluzioni acquose di tutte queste sostanze sono elettroliti. Cambiano colore in modo diverso indicatori. Il meccanismo d'azione degli indicatori è stato scoperto da F.V. Ostwald. Ha dimostrato che gli indicatori sono acidi o basi deboli, il cui colore differisce negli stati indissociati e dissociati.

Le basi possono neutralizzare gli acidi. Non tutte le basi sono solubili in acqua (ad esempio, alcuni composti organici che non contengono gruppi OH sono insolubili, in particolare trietilammina N(C2H5)3); vengono chiamate basi solubili alcali.

Le soluzioni acquose di acidi subiscono reazioni caratteristiche:

a) con ossidi metallici - con formazione di sale e acqua;

b) con metalli - con formazione di sale e idrogeno;

c) con carbonati - con formazione di sale, CO 2 e N 2 O.

Le proprietà degli acidi e delle basi sono descritte da diverse teorie. Secondo la teoria di S.A. Arrhenius, un acido è una sostanza che si dissocia per formare ioni N+ , mentre la base forma ioni LUI- . Questa teoria non tiene conto dell'esistenza di basi organiche che non hanno gruppi idrossilici.

Secondo protone Secondo la teoria di Brønsted e Lowry, un acido è una sostanza contenente molecole o ioni che donano protoni ( donatori protoni) e una base è una sostanza costituita da molecole o ioni che accettano protoni ( accettatori protoni). Si noti che nelle soluzioni acquose gli ioni idrogeno esistono in forma idrata, cioè sotto forma di ioni idronio H3O+ . Questa teoria descrive le reazioni non solo con acqua e ioni idrossido, ma anche quelle effettuate in assenza di solvente o con un solvente non acquoso.

Ad esempio, nella reazione tra l'ammoniaca N.H. 3 (base debole) e acido cloridrico in fase gassosa, si forma cloruro di ammonio solido e in una miscela di equilibrio di due sostanze ci sono sempre 4 particelle, due delle quali sono acidi e le altre due sono basi:

Questa miscela di equilibrio è costituita da due coppie coniugate di acidi e basi:

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

2) HCl E Cl ‑

Qui, in ciascuna coppia coniugata, l'acido e la base differiscono di un protone. Ogni acido ha una base coniugata. Un acido forte ha una base coniugata debole e un acido debole ha una base coniugata forte.

La teoria di Brønsted-Lowry aiuta a spiegare il ruolo unico dell'acqua per la vita della biosfera. L'acqua, a seconda della sostanza che interagisce con essa, può presentare le proprietà di un acido o di una base. Ad esempio, nelle reazioni con soluzioni acquose di acido acetico, l'acqua è una base e nelle reazioni con soluzioni acquose di ammoniaca è un acido.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Qui, una molecola di acido acetico dona un protone a una molecola d'acqua;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + LUI- . Qui, una molecola di ammoniaca accetta un protone da una molecola d'acqua.

Pertanto, l'acqua può formare due coppie coniugate:

1) H2O(acido) e LUI- (base coniugata)

2) H3O+ (acido) e H2O(base coniugata).

Nel primo caso l'acqua dona un protone, nel secondo lo accetta.

Questa proprietà si chiama anfiprotonismo. Sostanze che possono reagire sia come acidi che come basi anfotero. Tali sostanze si trovano spesso nella natura vivente. Ad esempio, gli amminoacidi possono formare sali sia con acidi che con basi. Pertanto, i peptidi formano facilmente composti di coordinazione con gli ioni metallici presenti.

Pertanto, una proprietà caratteristica di un legame ionico è il movimento completo degli elettroni di legame verso uno dei nuclei. Ciò significa che tra gli ioni c'è una regione in cui la densità elettronica è quasi zero.

Il secondo tipo di connessione ècovalente connessione

Gli atomi possono formare configurazioni elettroniche stabili condividendo gli elettroni.

Un tale legame si forma quando una coppia di elettroni viene condivisa uno alla volta da parte di tutti atomo. In questo caso, gli elettroni del legame condiviso sono distribuiti equamente tra gli atomi. Esempi di legami covalenti includono omonucleare biatomico molecole H 2 , N 2 , F 2. Lo stesso tipo di connessione si trova negli allotropi O 2 e ozono O 3 e per una molecola poliatomica S 8 e anche molecole eteronucleari cloruro di idrogeno HCl, diossido di carbonio CO 2, metano CH 4, etanolo CON 2 N 5 LUI, esafluoruro di zolfo San Francisco 6, acetilene CON 2 N 2. Tutte queste molecole condividono gli stessi elettroni e i loro legami sono saturati e diretti allo stesso modo (Fig. 4).

Per i biologi è importante che i legami doppi e tripli abbiano raggi atomici covalenti ridotti rispetto a un legame singolo.

Riso. 4. Legame covalente in una molecola di Cl2.

I tipi di legami ionici e covalenti sono due casi estremi dei molti tipi esistenti di legami chimici, e in pratica la maggior parte dei legami sono intermedi.

I composti di due elementi situati alle estremità opposte dello stesso o di periodi diversi del sistema periodico formano prevalentemente legami ionici. Quando gli elementi si avvicinano tra loro all'interno di un periodo, la natura ionica dei loro composti diminuisce e il carattere covalente aumenta. Ad esempio, gli alogenuri e gli ossidi degli elementi sul lato sinistro della tavola periodica formano prevalentemente legami ionici ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), e gli stessi composti degli elementi sul lato destro della tabella sono covalenti ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, fenolo C6H5OH, glucosio C6H12O6, etanolo C2H5OH).

Il legame covalente, a sua volta, ha un'altra modifica.

Negli ioni poliatomici e nelle molecole biologiche complesse, entrambi gli elettroni possono provenire solo da uno atomo. È chiamato donatore coppia di elettroni. Viene chiamato un atomo che condivide questa coppia di elettroni con un donatore accettore coppia di elettroni. Questo tipo di legame covalente si chiama coordinazione (donatore-accettore, Odativo) comunicazione(Fig. 5). Questo tipo di legame è molto importante per la biologia e la medicina, poiché la chimica degli elementi D più importanti per il metabolismo è in gran parte descritta dai legami di coordinazione.

Fico. 5.

Di norma, in un composto complesso l'atomo di metallo funge da accettore di una coppia di elettroni; nei legami ionici e covalenti, invece, l'atomo di metallo è un donatore di elettroni.

L'essenza del legame covalente e la sua varietà - il legame di coordinazione - possono essere chiarite con l'aiuto di un'altra teoria degli acidi e delle basi proposta da GN. Lewis. Ha in qualche modo ampliato il concetto semantico dei termini “acido” e “base” secondo la teoria di Bronsted-Lowry. La teoria di Lewis spiega la natura della formazione di ioni complessi e la partecipazione delle sostanze alle reazioni di sostituzione nucleofila, cioè alla formazione di CS.

Secondo Lewis un acido è una sostanza capace di formare un legame covalente accettando una coppia di elettroni da una base. Una base di Lewis è una sostanza che ha una coppia di elettroni solitari che, donando elettroni, forma un legame covalente con l'acido di Lewis.

Cioè, la teoria di Lewis espande la gamma delle reazioni acido-base anche alle reazioni a cui i protoni non partecipano affatto. Inoltre, il protone stesso, secondo questa teoria, è anche un acido, poiché è in grado di accettare una coppia di elettroni.

Pertanto, secondo questa teoria, i cationi sono acidi di Lewis e gli anioni sono basi di Lewis. Un esempio potrebbero essere le seguenti reazioni:

È stato notato sopra che la divisione delle sostanze in ioniche e covalenti è relativa, poiché il trasferimento completo di elettroni dagli atomi di metallo agli atomi accettori non avviene nelle molecole covalenti. Nei composti con legami ionici, ciascuno ione si trova nel campo elettrico degli ioni di segno opposto, quindi sono reciprocamente polarizzati e i loro gusci sono deformati.

Polarizzabilità determinato dalla struttura elettronica, dalla carica e dalla dimensione dello ione; per gli anioni è maggiore che per i cationi. La più alta polarizzabilità tra i cationi è per i cationi con carica maggiore e dimensioni più piccole, ad esempio, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ha un forte effetto polarizzante N+ . Poiché l’influenza della polarizzazione ionica è bidirezionale, essa modifica significativamente le proprietà dei composti che formano.

Il terzo tipo di connessione èdipolo-dipolo connessione

Oltre ai tipi di comunicazione elencati, esistono anche dipolo-dipolo intermolecolare interazioni, chiamate anche van der Waals .

La forza di queste interazioni dipende dalla natura delle molecole.

Esistono tre tipi di interazioni: dipolo permanente - dipolo permanente ( dipolo-dipolo attrazione); dipolo permanente - dipolo indotto ( induzione attrazione); dipolo istantaneo - dipolo indotto ( dispersivo attrazione, o forze di Londra; riso. 6).

Riso. 6.

Solo le molecole con legami covalenti polari hanno un momento dipolo-dipolo ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl) e la forza del legame è 1-2 Debaya(1D = 3.338 × 10‑30 coulomb metri - C × m).

In biochimica esiste un altro tipo di connessione: idrogeno connessione che è un caso limite dipolo-dipolo attrazione. Questo legame è formato dall'attrazione tra un atomo di idrogeno e un piccolo atomo elettronegativo, molto spesso ossigeno, fluoro e azoto. Con atomi di grandi dimensioni che hanno elettronegatività simile (come cloro e zolfo), il legame idrogeno è molto più debole. L'atomo di idrogeno si distingue per una caratteristica significativa: quando gli elettroni di legame vengono allontanati, il suo nucleo - il protone - viene esposto e non è più schermato dagli elettroni.

Pertanto, l'atomo si trasforma in un grande dipolo.

Un legame idrogeno, a differenza di un legame di van der Waals, si forma non solo durante le interazioni intermolecolari, ma anche all'interno di una molecola - Intermolecolare legame idrogeno. I legami idrogeno svolgono un ruolo importante in biochimica, ad esempio per stabilizzare la struttura delle proteine ​​sotto forma di a-elica o per la formazione di una doppia elica del DNA (Fig. 7).

Fig.7.

I legami idrogeno e van der Waals sono molto più deboli dei legami ionici, covalenti e di coordinazione. L'energia dei legami intermolecolari è indicata nella tabella. 1.

Tabella 1. Energia delle forze intermolecolari

Nota: Il grado delle interazioni intermolecolari è riflesso dall'entalpia di fusione ed evaporazione (ebollizione). I composti ionici richiedono molta più energia per separare gli ioni che per separare le molecole. L'entalpia di fusione dei composti ionici è molto più elevata di quella dei composti molecolari.

Il quarto tipo di connessione ècollegamento metallico

Infine, esiste un altro tipo di legami intermolecolari: metallo: connessione di ioni positivi di un reticolo metallico con elettroni liberi. Questo tipo di connessione non si verifica negli oggetti biologici.

Da una breve rassegna dei tipi di legame, diventa chiaro un dettaglio: un parametro importante di un atomo o ione metallico - un donatore di elettroni, così come un atomo - un accettore di elettroni, è il suo misurare.

Senza entrare nei dettagli, notiamo che i raggi covalenti degli atomi, i raggi ionici dei metalli e i raggi di van der Waals delle molecole interagenti aumentano all'aumentare del loro numero atomico nei gruppi del sistema periodico. In questo caso, i valori dei raggi ionici sono i più piccoli e i raggi di van der Waals sono i più grandi. Di norma, quando si scende nel gruppo, i raggi di tutti gli elementi aumentano, sia covalenti che di van der Waals.

Di grande importanza per biologi e medici sono coordinazione(donatore-accettante) legami considerati dalla chimica di coordinazione.

Bioinorganici medici. G.K. Barashkov

Varietà di sostanze inorganiche e organiche

La chimica organica è chimica composti del carbonio. I composti inorganici del carbonio includono: ossidi di carbonio, acido carbonico, carbonati e bicarbonati, carburi. Sostanze organiche diverse dal carbonio contengono idrogeno, ossigeno, azoto, fosforo, zolfo e altri elementi. Gli atomi di carbonio possono formare lunghe catene, anelli non ramificati e ramificati e attaccare altri elementi, quindi il numero di composti organici è vicino a 20 milioni, mentre le sostanze inorganiche sono poco più di 100mila.

La base per lo sviluppo della chimica organica è la teoria della struttura dei composti organici di A. M. Butlerov. Un ruolo importante nella descrizione della struttura dei composti organici appartiene al concetto di valenza, che caratterizza la capacità degli atomi di formare legami chimici e ne determina il numero. Carbonio nei composti organici sempre tetravalente. Il postulato principale della teoria di A.M. Butlerov è la posizione sulla struttura chimica della materia, ad es. Questo ordine viene visualizzato utilizzando formule strutturali. La teoria di Butlerov afferma l'idea che ogni sostanza possiede specifica struttura chimica E le proprietà delle sostanze dipendono dalla struttura.

Teoria della struttura chimica dei composti organici di A. M. Butlerov

Proprio come per la chimica inorganica la base dello sviluppo è la legge periodica e la tavola periodica degli elementi chimici di D.I. Mendeleev, per la chimica organica è diventata fondamentale.

Il postulato principale della teoria di Butlerov è la posizione sulla struttura chimica della materia, il che significa l'ordine, la sequenza della connessione reciproca degli atomi nelle molecole, ad es. legame chimico.

Struttura chimica- l'ordine di connessione degli atomi degli elementi chimici in una molecola in base alla loro valenza.

Questo ordine può essere visualizzato utilizzando formule strutturali in cui le valenze degli atomi sono indicate da trattini: una linea corrisponde all'unità di valenza di un atomo di un elemento chimico. Ad esempio, per la sostanza organica metano, che ha la formula molecolare CH 4, la formula di struttura è simile alla seguente:

Le principali disposizioni della teoria di A. M. Butlerov:

Gli atomi nelle molecole organiche sono legati tra loro secondo la loro valenza. Il carbonio nei composti organici è sempre tetravalente e i suoi atomi sono in grado di combinarsi tra loro formando varie catene.

· Le proprietà delle sostanze sono determinate non solo dalla loro composizione qualitativa e quantitativa, ma anche dall'ordine di connessione degli atomi nella molecola, cioè. struttura chimica di una sostanza.

· Le proprietà dei composti organici dipendono non solo dalla composizione della sostanza e dall'ordine di connessione degli atomi nella sua molecola, ma anche da influenza reciproca degli atomi e gruppi di atomi uno sopra l'altro.

La teoria della struttura dei composti organici è una dottrina dinamica e in via di sviluppo. Man mano che si sviluppava la conoscenza sulla natura dei legami chimici e sull'influenza della struttura elettronica delle molecole di sostanze organiche, iniziarono a utilizzare, oltre a quelle empiriche e strutturali, formule elettroniche. Tali formule mostrano la direzione spostamento delle coppie di elettroni in una molecola.

La chimica quantistica e la chimica della struttura dei composti organici hanno confermato la dottrina della direzione spaziale dei legami chimici (isomerismo cis e trans), hanno studiato le caratteristiche energetiche delle transizioni reciproche negli isomeri, hanno permesso di giudicare l'influenza reciproca degli atomi in le molecole di varie sostanze, hanno creato i prerequisiti per prevedere i tipi di isomeria e le direzioni e i meccanismi delle reazioni chimiche.

Le sostanze organiche hanno una serie di caratteristiche.

· Tutte le sostanze organiche contengono carbonio e idrogeno, quindi quando bruciano si formano anidride carbonica e acqua.

Materia organica costruito in modo complesso e possono avere un peso molecolare enorme (proteine, grassi, carboidrati).

· Le sostanze organiche possono essere disposte in file simili per composizione, struttura e proprietà omologhi.

· Per le sostanze organiche è caratteristico isomeria.

Isomeria e omologia delle sostanze organiche

Le proprietà delle sostanze organiche dipendono non solo dalla loro composizione, ma anche da ordine di connessione degli atomi in una molecola.

Isomeria- questo è il fenomeno dell'esistenza di sostanze diverse - isomeri con la stessa composizione qualitativa e quantitativa, cioè con la stessa formula molecolare.

Esistono due tipi di isomeria: strutturale e spaziale(stereoisomeria). Gli isomeri strutturali differiscono l'uno dall'altro nell'ordine di legame degli atomi nella molecola; stereoisomeri: la disposizione degli atomi nello spazio con lo stesso ordine di legami tra loro.

Principali tipi di isomeria:

· Isomeria strutturale: le sostanze differiscono nell'ordine di legame degli atomi nelle molecole:

1) isomeria dello scheletro carbonioso;

2) isomeria di posizione:

• legami multipli;
• deputati;
• gruppi funzionali;

3) isomerismo di serie omologhe (interclasse).

· Isomeria spaziale - le molecole delle sostanze differiscono non nell'ordine di legame degli atomi, ma nella loro posizione nello spazio: cis-, trans-isomerismo (geometrico).

Classificazione delle sostanze organiche

È noto che le proprietà delle sostanze organiche sono determinate dalla loro composizione e struttura chimica. Pertanto, non sorprende che la classificazione dei composti organici si basi sulla teoria della struttura, la teoria di A. M. Butlerov. Le sostanze organiche sono classificate in base alla presenza e all'ordine di connessione degli atomi nelle loro molecole. La parte più durevole e meno modificabile della molecola di una sostanza organica è la sua scheletro - catena di atomi di carbonio. A seconda dell'ordine di connessione degli atomi di carbonio in questa catena, le sostanze sono suddivise in aciclico, che non contengono catene chiuse di atomi di carbonio nelle molecole, e carbociclico contenente tali catene (cicli) nelle molecole.

Oltre agli atomi di carbonio e idrogeno, le molecole di sostanze organiche possono contenere atomi di altri elementi chimici. Le sostanze nelle cui molecole questi cosiddetti eteroatomi sono inclusi in una catena chiusa sono classificate come composti eterociclici.

Eteroatomi(ossigeno, azoto, ecc.) possono far parte di molecole e composti aciclici, formando in essi gruppi funzionali, ad esempio,

idrossile

carbonile

,

carbossilico

,

gruppo amminico

.

Gruppo funzionale- un gruppo di atomi che determina le proprietà chimiche più caratteristiche di una sostanza e la sua appartenenza a una determinata classe di composti.

Nomenclatura dei composti organici

All'inizio dello sviluppo della chimica organica furono assegnati i composti da scoprire nomi banali, spesso associati alla storia della loro produzione: acido acetico (che è la base dell'aceto di vino), acido butirrico (formato nel burro), glicole (cioè “dolce”), ecc. Con l'aumento del numero di nuove sostanze scoperte, il è nato il bisogno di associare i nomi alla loro struttura. Ecco come sono comparsi i nomi razionali: metilammina, dietilammina, alcol etilico, metil etil chetone, che si basano sul nome del composto più semplice. Per i composti più complessi la nomenclatura razionale non è adatta.

La teoria della struttura di A. M. Butlerov ha fornito la base per la classificazione e la nomenclatura dei composti organici in base agli elementi strutturali e alla disposizione degli atomi di carbonio nella molecola. Attualmente, la nomenclatura più comunemente utilizzata è sviluppata da Unione Internazionale di Chimica Pura e Applicata (IUPAC), che si chiama nomenclatura IUPAC. Le regole IUPAC raccomandano diversi principi per la formazione dei nomi, uno di questi è il principio di sostituzione. Sulla base di ciò è stata sviluppata una nomenclatura sostitutiva, che è la più universale. Presentiamo alcune regole di base della nomenclatura sostitutiva e consideriamo la loro applicazione usando l'esempio di un composto eterofunzionale contenente due gruppi funzionali: l'amminoacido leucina:

1. I nomi dei composti si basano sulla struttura madre (la catena principale di una molecola aciclica, un sistema carbociclico o eterociclico). Il nome della struttura madre costituisce la base del nome, la radice della parola.

In questo caso, la struttura madre è una catena di cinque atomi di carbonio collegati da singoli legami. Pertanto, la parte principale del nome è pentano.

2. Gruppi caratteristici e sostituenti (elementi strutturali) sono designati da prefissi e suffissi. I gruppi caratteristici sono divisi per anzianità. Ordine di precedenza dei principali gruppi:

Viene identificato il gruppo caratteristico senior, designato nel suffisso. Tutti gli altri sostituenti sono nominati nel prefisso in ordine alfabetico.

In questo caso, il gruppo caratteristico più anziano è il carbossile, ad es. questo composto appartiene alla classe degli acidi carbossilici, quindi aggiungiamo acido -ico alla parte radicale del nome. Il secondo gruppo più antico è il gruppo amminico, indicato con il prefisso amino-. Inoltre, la molecola contiene il sostituente idrocarburico metil-. Pertanto, la base del nome è l'acido aminometilpentanoico.

3. Il nome include la designazione del doppio e triplo legame, che viene immediatamente dopo la radice.

Il composto in questione non contiene più legami.

4. Gli atomi della struttura madre sono numerati. La numerazione inizia dall'estremità della catena del carbonio a cui si trova più vicino il gruppo con caratteristiche più elevate:

La numerazione della catena inizia con l'atomo di carbonio che fa parte del gruppo carbossilico, a cui viene assegnato il numero 1. In questo caso, il gruppo amminico sarà al carbonio 2 e il gruppo metilico sarà al carbonio 4.

Pertanto, l'amminoacido naturale leucina, secondo le regole della nomenclatura IUPAC, è chiamato acido 2-ammino-4-metilpentanoico.

Idrocarburi. Classificazione degli idrocarburi

Idrocarburi- Questi sono composti costituiti solo da atomi di idrogeno e carbonio.

A seconda della struttura della catena del carbonio, i composti organici sono suddivisi in composti a catena aperta: aciclico(alifatico) e ciclico- con una catena chiusa di atomi.

Quelli ciclici si dividono in due gruppi: composti carbociclici(i cicli sono formati solo da atomi di carbonio) e eterociclico(i cicli comprendono anche altri atomi, come ossigeno, azoto, zolfo).

I composti carbociclici, a loro volta, comprendono due serie di composti: aliciclico E aromatico.

I composti aromatici basati sulla struttura molecolare hanno cicli piatti contenenti carbonio con uno speciale sistema chiuso di elettroni p, formando un sistema π comune (una singola nuvola di elettroni π). L'aromaticità è anche caratteristica di molti composti eterociclici.

Tutti gli altri composti carbociclici appartengono alla serie aliciclica.

Sia gli idrocarburi aciclici (alifatici) che quelli ciclici possono contenere più legami (doppi o tripli). Tali idrocarburi sono chiamati illimitato(insaturo) in contrasto con il limitante (saturo), contenente solo legami singoli.

Vengono chiamati idrocarburi alifatici saturi alcani, hanno formula generale C n H 2n+2, dove n è il numero di atomi di carbonio. Il loro vecchio nome è spesso usato oggi: paraffine:

Vengono chiamati idrocarburi alifatici insaturi contenenti un doppio legame alcheni. Hanno la formula generale C n H 2n:

Vengono chiamati idrocarburi alifatici insaturi con due doppi legami alcadieni. La loro formula generale è C n H 2n-2:

Vengono chiamati idrocarburi alifatici insaturi con un triplo legame alchini. La loro formula generale è C n H 2n - 2:

Idrocarburi aliciclici saturi - cicloalcani, la loro formula generale è C n H 2n:

Un gruppo speciale di idrocarburi, aromatici o arene(con un sistema n-elettronico comune chiuso), noto dall'esempio degli idrocarburi con la formula generale C n H 2n - 6:

Pertanto, se nelle loro molecole uno o più atomi di idrogeno vengono sostituiti da altri atomi o gruppi di atomi (alogeni, gruppi idrossilici, gruppi amminici, ecc.), Si formano derivati ​​idrocarburici: derivati ​​degli alogeni, contenenti ossigeno, contenenti azoto e altri composti organici.

Serie omologhe degli idrocarburi

Gli idrocarburi e i loro derivati ​​con lo stesso gruppo funzionale formano serie omologhe.

Serie omologhe nominare una serie di composti appartenenti alla stessa classe (omologhi), disposti in ordine crescente delle loro relative masse molecolari, simili per struttura e proprietà chimiche, dove ciascun membro differisce dal precedente per la differenza omologa CH 2. Ad esempio: CH 4 - metano, C 2 H 6 - etano, C 3 H 8 - propano, C 4 H 10 - butano, ecc. La somiglianza delle proprietà chimiche degli omologhi semplifica notevolmente lo studio dei composti organici.

Isomeri degli idrocarburi

Vengono chiamati quegli atomi o gruppi di atomi che determinano le proprietà più caratteristiche di una data classe di sostanze gruppi funzionali.

I derivati ​​alogeno degli idrocarburi possono essere considerati come prodotti della sostituzione di uno o più atomi di idrogeno negli idrocarburi con atomi di alogeno. In accordo con ciò, possono esserci mono-, di-, tri- finiti e insaturi (nel caso generale poli-) derivati ​​degli alogeni.

Formula generale dei derivati ​​monoalogeno degli idrocarburi saturi:

e la composizione è espressa dalla formula

dove R è il resto di un idrocarburo saturo (alcano), un radicale idrocarburico (questa designazione viene utilizzata ulteriormente quando si considerano altre classi di sostanze organiche), G è un atomo di alogeno (F, Cl, Br, I).

Per esempio:

Ecco un esempio di un derivato dialogenico:

A sostanze organiche contenenti ossigeno includono alcoli, fenoli, aldeidi, chetoni, acidi carbossilici, eteri ed esteri. Gli alcoli sono derivati ​​degli idrocarburi in cui uno o più atomi di idrogeno sono sostituiti da gruppi idrossilici.

Gli alcoli sono detti monovalenti se hanno un solo gruppo ossidrile e saturi se sono derivati ​​di alcani.

Formula generale per limite alcoli monovalenti:

e la loro composizione è espressa dalla formula generale:

Per esempio:

Esempi conosciuti alcoli polivalenti, cioè avente diversi gruppi ossidrile:

Fenoli- derivati ​​degli idrocarburi aromatici (serie benzenica), in cui uno o più atomi di idrogeno nell'anello benzenico sono sostituiti da gruppi idrossilici.

Il rappresentante più semplice con la formula C 6 H 5 OH o

chiamato fenolo.

Aldeidi e chetoni- derivati ​​di idrocarburi contenenti il ​​gruppo carbonilico di atomi

(carbonile).

Nelle molecole aldeidi un legame carbonilico va a combinarsi con un atomo di idrogeno, l'altro con un radicale idrocarburico. Formula generale delle aldeidi:

Per esempio:

Quando chetoni il gruppo carbonilico è collegato a due radicali (generalmente diversi), la formula generale dei chetoni è:

Per esempio:

La composizione di aldeidi e chetoni saturi è espressa dalla formula C 2n H 2n O.

Acidi carbossilici- derivati ​​idrocarburici contenenti gruppi carbossilici

(o -COOH).

Se in una molecola acida è presente un gruppo carbossilico, l'acido carbossilico è monobasico. Formula generale degli acidi monobasici saturi:

La loro composizione è espressa dalla formula C n H 2n O 2.

Per esempio:

Eteri sono sostanze organiche contenenti due radicali idrocarburici legati da un atomo di ossigeno: R-O-R oppure R 1 -O-R 2.

I radicali possono essere uguali o diversi. La composizione degli eteri è espressa dalla formula C n H 2n+2 O.

Per esempio:

Esteri- composti formati sostituendo l'atomo di idrogeno del gruppo carbossilico negli acidi carbossilici con un radicale idrocarburico.

Formula generale degli esteri:

Per esempio:

Composti nitro- derivati ​​degli idrocarburi in cui uno o più atomi di idrogeno sono sostituiti da un gruppo nitro -NO 2.

Formula generale dei composti mononitro saturi:

e la composizione è espressa dalla formula generale C n H 2n+1 NO 2 .

Per esempio:

Nitro derivati ​​degli areni:

Ammine- composti considerati derivati ​​dell'ammoniaca (NH 3), in cui gli atomi di idrogeno sono sostituiti da radicali idrocarburici. A seconda della natura del radicale, le ammine possono essere alifatiche, ad esempio:

e aromatici, ad esempio:

A seconda del numero di atomi di idrogeno sostituiti dai radicali si distinguono:

ammine primarie con la formula generale:

secondario- con la formula generale:

terziario- con la formula generale:

In un caso particolare, le ammine secondarie e terziarie possono avere gli stessi radicali.

Le ammine primarie possono anche essere considerate derivati ​​di idrocarburi (alcani), in cui un atomo di idrogeno è sostituito da un gruppo amminico -NH 2. La composizione delle ammine primarie sature è espressa dalla formula C n H 2n + 3 N.

Per esempio:

Gli amminoacidi contengono due gruppi funzionali collegati a un radicale idrocarburico: il gruppo amminico -NH 2 e il carbossile -COOH.

La formula generale degli α-amminoacidi (sono i più importanti per la costruzione delle proteine ​​che compongono gli organismi viventi):

La composizione degli amminoacidi saturi contenenti un gruppo amminico e un carbossile è espressa dalla formula C n H 2n + 1 NO 2.

Per esempio:

Sono noti altri importanti composti organici che presentano numerosi gruppi funzionali diversi o identici, lunghe catene lineari collegate ad anelli benzenici. In questi casi è impossibile determinare in modo rigoroso se una sostanza appartiene a una classe specifica. Questi composti sono spesso classificati in gruppi specifici di sostanze: carboidrati, proteine, acidi nucleici, antibiotici, alcaloidi, ecc.

Attualmente sono noti anche molti composti che possono essere classificati sia come organici che come inorganici. x sono chiamati composti organoelementi. Alcuni di essi possono essere considerati derivati ​​degli idrocarburi.

Per esempio:

Esistono composti che hanno la stessa formula molecolare, esprimendo la composizione delle sostanze.

Il fenomeno dell'isomeria è che possono esistere più sostanze con proprietà diverse, aventi la stessa composizione molecolare, ma strutture diverse. Queste sostanze sono chiamate isomeri.

Nel nostro caso si tratta di isomeri interclasse: cicloalcani e alcani, alcadieni e alchini, alcoli monovalenti saturi ed eteri, aldeidi e chetoni, acidi monocarbossilici saturi ed esteri.

Isomeria strutturale

Si distinguono le seguenti varietà isomeria strutturale: isomeria dello scheletro carbonioso, isomeria posizionale, isomeria di varie classi di composti organici (isomerismo interclasse).

L'isomeria dello scheletro carbonioso è dovuta a diverso ordine di legame tra gli atomi di carbonio, formando lo scheletro della molecola. Come già mostrato, la formula molecolare C 4 H 10 corrisponde a due idrocarburi: n-butano e isobutano. Per l'idrocarburo C5H12 sono possibili tre isomeri: pentano, isopentano e neopentano.

All’aumentare del numero di atomi di carbonio in una molecola, il numero di isomeri aumenta rapidamente. Per l'idrocarburo C 10 H 22 ce ne sono già 75 e per l'idrocarburo C 20 H 44 - 366.319.

L'isomeria posizionale è dovuta a diverse posizioni del legame multiplo, del sostituente e del gruppo funzionale con lo stesso scheletro carbonioso della molecola:

L'isomeria di diverse classi di composti organici (isomeria interclasse) è dovuta a diverse posizioni e combinazioni di atomi nelle molecole di sostanze che hanno la stessa formula molecolare, ma appartengono a classi diverse. Pertanto, la formula molecolare C 6 H 12 corrisponde all'idrocarburo insaturo esene-1 e all'idrocarburo ciclico cicloesano.

Gli isomeri sono un idrocarburo correlato agli alchini - butino-1 e un idrocarburo con due doppi legami nella catena butadiene-1,3:

L'etere etilico e l'alcol butilico hanno la stessa formula molecolare C 4 H 10 O:

Gli isomeri strutturali sono l'acido amminoacetico e il nitroetano, corrispondenti alla formula molecolare C 2 H 5 NO 2:

Isomeri di questo tipo contengono diversi gruppi funzionali e appartengono a diverse classi di sostanze. Pertanto, differiscono nelle proprietà fisiche e chimiche molto più degli isomeri dello scheletro di carbonio o degli isomeri posizionali.

Isomeria spaziale

Isomeria spaziale si divide in due tipologie: geometrica e ottica.

L'isomeria geometrica è caratteristica dei composti contenenti doppi legami e composti ciclici. Poiché la libera rotazione degli atomi attorno a un doppio legame o in un anello è impossibile, i sostituenti possono trovarsi sullo stesso lato del piano del doppio legame o dell'anello (posizione cis) o su lati opposti (posizione trans). Le denominazioni cis e trans si riferiscono solitamente a una coppia di sostituenti identici.

Isomeri geometrici differiscono per proprietà fisiche e chimiche.

Si verifica l'isomeria ottica se la molecola è incompatibile con la sua immagine allo specchio. Ciò è possibile quando l'atomo di carbonio nella molecola ha quattro diversi sostituenti. Questo atomo è chiamato asimmetrico. Un esempio di tale molecola è la molecola di acido α-amminopropionico (α-alanina) CH 3 CH(NH 2)OH.

La molecola di α-alanina non può coincidere con la sua immagine speculare durante qualsiasi movimento. Tali isomeri spaziali sono chiamati specchio, antipodi ottici o enantiomeri. Tutte le proprietà fisiche e quasi tutte le proprietà chimiche di tali isomeri sono identiche.

Lo studio dell'isomeria ottica è necessario se si considerano molte reazioni che si verificano nel corpo. La maggior parte di queste reazioni avvengono sotto l'azione di enzimi - catalizzatori biologici. Le molecole di queste sostanze devono adattarsi alle molecole dei composti su cui agiscono, come una chiave di una serratura; pertanto, la struttura spaziale, la disposizione relativa delle sezioni molecolari e altri fattori spaziali sono di grande importanza per l'andamento di queste reazioni; . Tali reazioni sono chiamate stereoselettive.

La maggior parte dei composti naturali sono enantiomeri individuali e i loro effetti biologici (dal gusto e dall'olfatto agli effetti medicinali) differiscono nettamente dalle proprietà dei loro antipodi ottici ottenuti in laboratorio. Una tale differenza nell'attività biologica è di grande importanza, poiché è alla base della proprietà più importante di tutti gli organismi viventi: il metabolismo.

Struttura elettronica dell'atomo di carbonio

Il carbonio contenuto nei composti organici presenta una valenza costante. L'ultimo livello energetico dell'atomo di carbonio contiene 4 elettroni, due dei quali occupano un orbitale 2s, che ha una forma sferica, e due elettroni occupano un orbitale 2p, che ha una forma a manubrio. Quando è eccitato, un elettrone dell'orbitale 2s può spostarsi su uno degli orbitali 2p liberi. Questa transizione richiede un certo dispendio energetico (403 kJ/mol). Di conseguenza, l'atomo di carbonio eccitato ha 4 elettroni spaiati e la sua configurazione elettronica è espressa dalla formula 2s 1 2p 3 .. Pertanto, nel caso dell'idrocarburo metano (CH 4), l'atomo di carbonio forma 4 legami con l's -elettroni degli atomi di idrogeno. In questo caso, legami di tipo 1 s-s (tra l'elettrone s dell'atomo di carbonio e l'elettrone s dell'atomo di idrogeno) e 3 legami p-s (tra 3 elettroni p dell'atomo di carbonio e 3 elettroni s dei 3 elettroni di idrogeno atomi) dovrebbero formarsi. Ciò porta alla conclusione che i quattro legami covalenti formati dall'atomo di carbonio sono disuguali. Tuttavia, l'esperienza pratica in chimica indica che tutti e 4 i legami in una molecola di metano sono assolutamente equivalenti e la molecola di metano ha una struttura tetraedrica con angoli di legame di 109,5 0, il che non potrebbe verificarsi se i legami fossero disuguali. Dopotutto, solo gli orbitali degli elettroni p sono orientati nello spazio lungo gli assi reciprocamente perpendicolari x, y, z, e l'orbitale dell'elettrone s ha una forma sferica, quindi la direzione di formazione di un legame con questo elettrone sarebbe arbitrario. La teoria dell'ibridazione è stata in grado di spiegare questa contraddizione. L. Polling ha suggerito che in nessuna molecola non ci sono legami isolati l'uno dall'altro. Quando si formano i legami, gli orbitali di tutti gli elettroni di valenza si sovrappongono. Se ne conoscono diversi tipi ibridazione degli orbitali elettronici. Si presume che nella molecola del metano e di altri alcani 4 elettroni entrino in ibridazione.

Ibridazione degli orbitali dell'atomo di carbonio

Ibridazione orbitaleè un cambiamento nella forma e nell'energia di alcuni elettroni durante la formazione di un legame covalente, che porta ad una sovrapposizione orbitale più efficiente e ad una maggiore forza del legame. L'ibridazione orbitale si verifica ogni volta che gli elettroni appartenenti a diversi tipi di orbitali partecipano alla formazione di legami.

1. sp 3 -ibridazione(primo stato di valenza del carbonio). Durante l'ibridazione sp 3, gli orbitali 3 p e l'orbitale s di un atomo di carbonio eccitato interagiscono in modo tale che gli orbitali risultanti sono assolutamente identici in energia e situati simmetricamente nello spazio. Questa trasformazione può essere scritta in questo modo:

Durante l'ibridazione, il numero totale di orbitali non cambia, ma cambiano solo la loro energia e forma. È stato dimostrato che gli orbitali di ibridazione sp 3 assomigliano a una figura tridimensionale otto, una delle cui lame è molto più grande dell'altra. Quattro orbitali ibridi si estendono dal centro ai vertici di un tetraedro regolare con angoli di 109,5 0. I legami formati da elettroni ibridi (ad esempio, un legame s-sp 3) sono più forti dei legami formati da elettroni p non ibridati (ad esempio, un legame s-p). Perché l'orbitale ibrido sp 3 fornisce un'area più ampia di sovrapposizione orbitale elettronica rispetto all'orbitale p non ibridato. Le molecole in cui avviene l'ibridazione sp 3 hanno una struttura tetraedrica. Questi, oltre al metano, includono gli omologhi del metano, molecole inorganiche come l'ammoniaca. Le figure mostrano un orbitale ibridato e una molecola di metano tetraedrica.

I legami chimici che si formano nel metano tra gli atomi di carbonio e quelli di idrogeno sono del tipo legami σ (legame sp 3 -s). In generale, qualsiasi legame sigma è caratterizzato dal fatto che la densità elettronica di due atomi interconnessi si sovrappone lungo la linea che collega i centri (nuclei) degli atomi. I legami σ corrispondono al massimo grado possibile di sovrapposizione degli orbitali atomici, quindi sono piuttosto forti.

2. sp 2 -ibridazione(secondo stato di valenza del carbonio). Nasce come risultato della sovrapposizione di un orbitale 2s e due orbitali 2p. Gli orbitali ibridi sp 2 risultanti si trovano sullo stesso piano con un angolo di 120 0 tra loro e l'orbitale p non ibridato è perpendicolare ad esso. Il numero totale di orbitali non cambia: ce ne sono quattro.

Lo stato di ibridazione sp 2 si verifica nelle molecole di alcheni, nei gruppi carbonilico e carbossilico, cioè nei composti contenenti un doppio legame. Pertanto, nella molecola di etilene, gli elettroni ibridati dell'atomo di carbonio formano 3 legami σ (due legami di tipo sp 2 -s tra l'atomo di carbonio e gli atomi di idrogeno e un legame di tipo sp 2 -sp 2 tra gli atomi di carbonio). Il restante elettrone p non ibridato di un atomo di carbonio forma un legame π con l’elettrone p non ibridato del secondo atomo di carbonio. Una caratteristica del legame π è che la sovrapposizione degli orbitali elettronici avviene al di fuori della linea che collega i due atomi. La sovrapposizione degli orbitali avviene sopra e sotto il legame σ che collega entrambi gli atomi di carbonio. Pertanto, un doppio legame è una combinazione di legami σ e π. Le prime due figure mostrano che nella molecola dell'etilene gli angoli di legame tra gli atomi che compongono la molecola dell'etilene sono 120 0 (corrispondenti all'orientamento spaziale dei tre orbitali ibridi sp 2). Le figure mostrano la formazione di un legame π.

Poiché l'area di sovrapposizione degli orbitali p non ibridati nei legami π è inferiore all'area di sovrapposizione degli orbitali nei legami σ, il legame π è meno forte del legame σ e si rompe più facilmente nelle reazioni chimiche.

3. ibridazione sp(terzo stato di valenza del carbonio). Nello stato di ibridazione sp, l'atomo di carbonio ha due orbitali ibridi sp situati linearmente ad un angolo di 180 0 tra loro e due orbitali p non ibridati situati su due piani reciprocamente perpendicolari. L'ibridazione sp è tipica degli alchini e dei nitrili, vale a dire per composti contenenti un triplo legame.

Pertanto, in una molecola di acetilene, gli angoli di legame tra gli atomi sono 180°. Gli elettroni ibridati di un atomo di carbonio formano 2 legami σ (un legame sp-s tra un atomo di carbonio e un atomo di idrogeno e un altro legame sp-sp tra atomi di carbonio. Due elettroni p non ibridati di un atomo di carbonio formano due legami π con p non ibridati elettroni del secondo atomo di carbonio. La sovrapposizione degli orbitali degli elettroni p avviene non solo sopra e sotto il legame σ, ma anche davanti e dietro, e la nuvola totale di elettroni p ha quindi una forma cilindrica una combinazione di un legame σ e due legami π La presenza nella molecola di acetilene di due legami π meno forti garantisce la capacità di questa sostanza di entrare in reazioni di addizione con la scissione del triplo legame.

Materiale di riferimento per sostenere il test:

Tavolo Mendeleev

Tabella di solubilità

Nello stato fondamentale, l'atomo di carbonio C (1s 2 2s 2 2p 2) ha due elettroni spaiati, per cui si possono formare solo due coppie di elettroni comuni. Tuttavia, nella maggior parte dei suoi composti, il carbonio è tetravalente. Ciò è spiegato dal fatto che l'atomo di carbonio, assorbendo una piccola quantità di energia, entra in uno stato eccitato in cui ha 4 elettroni spaiati, cioè capace di formarsi quattro legami covalenti e prendono parte alla formazione di quattro coppie di elettroni comuni:

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

L'energia di eccitazione viene compensata dalla formazione di legami chimici, che avviene con il rilascio di energia.

Gli atomi di carbonio hanno la capacità di formare tre tipi di ibridazione degli orbitali elettronici ( sp 3, sp2, sp) e la formazione di legami multipli (doppi e tripli) tra loro (Tabella 7).

Tabella 7

Tipi di ibridazione e geometria molecolare

Semplici (singole) s: la comunicazione viene effettuata su sp 3-ibridazione, in cui tutti e quattro gli orbitali ibridi sono equivalenti e sono diretti nello spazio con un angolo di 109 o 29 'tra loro e orientati verso i vertici di un tetraedro regolare.

Riso. 19. Formazione di una molecola di metano CH 4

Se gli orbitali di carbonio ibridi si sovrappongono a quelli sferici S-orbitali dell'atomo di idrogeno, quindi si forma il composto organico più semplice metano CH 4 - un idrocarburo saturo (Fig. 19).

Riso. 20. Disposizione tetraedrica dei legami nella molecola di metano

Di grande interesse è lo studio dei legami degli atomi di carbonio tra loro e con atomi di altri elementi. Consideriamo la struttura delle molecole di etano, etilene e acetilene.

Gli angoli tra tutti i legami nella molecola di etano sono quasi esattamente uguali tra loro (Fig. 21) e non differiscono dagli angoli C-H nella molecola di metano.

Riso. 21. Molecola di etano C 2 H 6

Pertanto, gli atomi di carbonio sono in uno stato sp 3-ibridazione.

L'ibridazione degli orbitali elettronici degli atomi di carbonio può essere incompleta, cioè due ( sp2–ibridazione) o uno ( sp-ibridazione) di tre R- orbitali. In questo caso, tra gli atomi di carbonio si formano multipli(doppio o triplo) comunicazioni. Gli idrocarburi con legami multipli sono detti insaturi o insaturi. Un doppio legame (C=C) si forma quando sp2– ibridazione. In questo caso, ogni atomo di carbonio ne ha uno dei tre R- gli orbitali non sono coinvolti nell'ibridazione, con conseguente formazione di tre sp2– orbitali ibridi situati sullo stesso piano con un angolo di 120° tra loro e non ibridi 2 R L'orbitale si trova perpendicolare a questo piano. Due atomi di carbonio si legano insieme per formare un legame s dovuto alla sovrapposizione di orbitali ibridi e un legame p dovuto alla sovrapposizione R-orbitali. L'interazione degli orbitali ibridi liberi del carbonio con gli orbitali 1s degli atomi di idrogeno porta alla formazione della molecola di etilene C 2 H 4 (Fig. 22), il rappresentante più semplice degli idrocarburi insaturi.

Riso. 22. Formazione di una molecola di etilene C 2 H 4

La sovrapposizione degli orbitali elettronici nel caso del legame p è minore e le zone con maggiore densità elettronica si trovano più lontane dai nuclei atomici, quindi questo legame è meno forte del legame s.

Un triplo legame è formato da un legame S e due legami P. In questo caso, gli orbitali elettronici sono in uno stato di ibridazione sp, la cui formazione avviene a causa di uno S- e uno R- orbitali (Fig. 23).

Riso. 23. Formazione di una molecola di acetilene C 2 H 2

Due orbitali ibridi si trovano ad un angolo di 180° l'uno rispetto all'altro, mentre i restanti due orbitali non ibridi R-gli orbitali si trovano su due piani reciprocamente perpendicolari. La formazione di un triplo legame avviene nella molecola di acetilene C 2 H 2.

Un tipo speciale di legame si verifica durante la formazione di una molecola di benzene (C 6 H 6), il rappresentante più semplice degli idrocarburi aromatici.

Il benzene contiene sei atomi di carbonio legati insieme in un anello (anello benzenico), con ciascun atomo di carbonio in uno stato di ibridazione sp 2 (Fig. 24).

Tutti gli atomi di carbonio inclusi nella molecola del benzene si trovano sullo stesso piano. Ogni atomo di carbonio nello stato di ibridazione sp 2 ha un altro orbitale p non ibrido con un elettrone spaiato, che forma un legame p (Fig. 25).

L'asse di tale orbitale p si trova perpendicolare al piano della molecola di benzene.

Riso. 24. sp 2 - orbitali della molecola di benzene C 6 H 6

Riso. 25. - legami nella molecola di benzene C 6 H 6

Tutti e sei gli orbitali p non ibridi formano un orbitale p molecolare di legame comune e tutti i sei elettroni si combinano per formare un sestetto di elettroni p.

La superficie limite di tale orbitale si trova sopra e sotto il piano dello scheletro di carbonio. Come risultato della sovrapposizione circolare, si forma un unico sistema p delocalizzato, che copre tutti gli atomi di carbonio del ciclo. Il benzene è schematicamente rappresentato come un esagono con un anello all'interno, il che indica che avviene la delocalizzazione degli elettroni e dei legami corrispondenti.