Які зв'язки можуть бути між атомами вуглецю? Ковалентні зв'язки за участю атома вуглецю. Довідковий матеріал для проходження тестування

В основному стан атом вуглецю С (1s 2 2s 2 2p 2) має два неспарені електрони, за рахунок яких можуть утворити тільки дві загальні електронні пари. Однак у більшості своїх сполук вуглець чотиривалентний. Це тим, що атом вуглецю, поглинаючи невелику кількість енергії, перетворюється на збуджений стан, у якому має 4 неспарених електрона, тобто. здатний утворювати чотириковалентні зв'язки та брати участь у формуванні чотирьох загальних електронних пар:

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

Енергія збудження компенсується утворенням хімічних зв'язків, що відбувається із виділенням енергії.

Атоми вуглецю мають здатність до утворення трьох видів гібридизації електронних орбіталей ( sp 3, sp 2, sp) та утворення між собою кратних (подвійних та потрійних) зв'язків (табл. 2.2).

Таблиця 2.2

Типи гібридизації та геометрія молекул

Простий (одинарний) s- зв'язок здійснюється при sp 3-гібридизації, при якій всі чотири гібридних орбіталі рівноцінні і мають спрямованість у просторі під кутом 109°29 один до одного і орієнтовані до вершин правильного тетраедра (рис. 2.8).

Мал. 2.8. Утворення молекули метану СН 4

Якщо гібридні орбіталі вуглецю перекриваються з кулястими s-орбіталями атома водню, то утворюється найпростіша органічна сполука метан СН 4 - граничний вуглеводень.

Великий інтерес представляє вивчення зв'язків атомів вуглецю між собою та з атомами інших елементів. Розглянемо будову молекул етану, етилену та ацетилену.

Кути між усіма зв'язками в молекулі етану майже точно рівні між собою (рис. 2.9) і не відрізняються від кутів С − Н у молекулі метану.

Отже, атоми вуглецю перебувають у стані sp 3-гібридизації.

Мал. 2.9. Молекула етану С2Н6

Гібридизація електронних орбіталей атомів вуглецю може бути неповною, тобто. у ній можуть брати участь дві ( sp 2-гібридизація) або одна ( sp-гібридизація) з трьох р-орбіталей. У цьому випадку між атомами вуглецю утворюються кратні зв'язки (подвійна чи потрійна). Вуглеводні з кратними зв'язками називаються ненасиченими або ненасиченими. Подвійний зв'язок (С=С) утворюється при sp 2-гібридизації.

У цьому випадку кожен з атомів вуглецю має одну з трьох р-орбіталей не бере участі в гібридизації, в результаті утворюються три sp 2-гібридні орбіталі, розташовані в одній площині під кутом 120° один до одного, а негібридна р-орбіталь розташовується перпендикулярно до цієї площини. Два атоми вуглецю з'єднуються між собою, утворюючи один s-зв'язок за рахунок перекривання гібридних орбіталей і один p-зв'язок за рахунок перекривання р-орбіталей.

Взаємодія вільних гібридних орбіталей вуглецю з 1 s-орбіталями атомів водню призводить до утворення молекули етилену С 2 Н 4 (рис. 2.10) – найпростішого представника ненасичених вуглеводнів.

Мал. 2.10. Утворення молекули етилену 2 Н 4

Перекриття електронних орбіталей у разі p-зв'язку менше і зони з підвищеною електронною щільністю лежать далі від атомів атомів, тому цей зв'язок менш міцна, ніж s-зв'язок.

Потрійний зв'язок утворюється за рахунок одного s-зв'язку та двох p-зв'язків. Електронні орбіталі при цьому перебувають у стані sp-гібридизації, утворення якої відбувається за рахунок однієї s- і однієї р-орбіталей (рис. 2.11).

Дві гібридні орбіталі розташовуються під кутом 180° відносно один одного, а негібридні, що залишилися, дві р-орбіталі розташовуються у двох взаємно перпендикулярних площинах. Утворення потрійного зв'язку має місце у молекулі ацетилену З 2 Н 2 (див. рис. 2.11).

Мал. 2.11. Утворення молекули ацетилену С2Н2

Особливий вид зв'язку виникає при освіті молекули бензолу (С6Н6) – найпростішого представника ароматичних вуглеводнів.

Бензол містить шість атомів вуглецю, пов'язаних між собою в цикл (бензольне кільце), при цьому кожен атом вуглецю знаходиться в стані sp 2 -гібридизації (рис. 2.12).

Мал. 2.12. sp 2 – орбіталі молекули бензолу 6 Н 6

Всі атоми вуглецю, що входять до молекули бензолу, розташовані в одній площині. У кожного атома вуглецю в стані sp 2 -гібридизації є ще одна негібридна р-орбіталь з неспареним електроном, яка утворює p-зв'язок (рис. 2.13).

Ось такий р-орбіталі розташована перпендикулярно площині молекули бензолу.

Усі шість негібридних р-орбіталей утворюють загальну сполучну молекулярну p-орбіталь, а всі шість електронів об'єднуються в p-електронний секстет.

Гранична поверхня такої орбіталі розташована над та під площиною вуглецевого s-скелета. В результаті кругового перекривання виникає єдина справакалізована p-система, що охоплює усі вуглецеві атоми циклу (рис. 2.13).

Бензол схематично зображують у вигляді шестикутника з кільцем усередині, яке вказує на те, що має місце справакалізація електронів та відповідних зв'язків.

Мал. 2.13. -зв'язки в молекулі бензолу С6Н6

Іонний хімічний зв'язок

Іонний зв'язок− хімічний зв'язок, утворений внаслідок взаємного електростатичного тяжіння протилежно заряджених іонів, при якому стійкий стан досягається шляхом повного переходу загальної електронної густини до атома електронегативнішого елемента.

Чисто іонний зв'язок є граничним випадком ковалентного зв'язку.

На практиці повний перехід електронів від одного атома до іншого атома зв'язку не реалізується, оскільки кожен елемент має більшу або меншу (але не нульову) ЕО, і будь-який хімічний зв'язок буде певною мірою ковалентним.

Такий зв'язок виникає у разі великої різниці ЕО атомів, наприклад, між катіонами s-металів першої та другої груп періодичної системи та аніонами неметалів VIА та VIIА груп (LiF, NaCl, CsF та ін).

На відміну від ковалентного зв'язку, іонний зв'язок не має спрямованості . Це тим, що електричне полі іона має сферичної симетрією, тобто. зменшується з відстанню по тому самому закону у напрямі. Тому взаємодія між іонами незалежно від напрямку.

Взаємодія двох іонів протилежного знака не може спричинити повну взаємну компенсацію їх силових полів. Через це вони зберігається здатність притягувати іони протилежного знака й інших напрямах. Отже, на відміну від ковалентного зв'язку, іонний зв'язок характеризується також ненасичуваністю .

Відсутність у іонного зв'язку спрямованості та насичуваності обумовлює схильність іонних молекул до асоціації. Всі іонні сполуки в твердому стані мають іонні кристалічні грати, в яких кожен іон оточений кількома іонами протилежного знака. При цьому всі зв'язки даного іона із сусідніми іонами рівноцінні.

Металевий зв'язок

Метали характеризуються рядом особливих властивостей: електро- та теплопровідністю, характерним металевим блиском, ковкістю, високою пластичністю, великою міцністю. Ці специфічні властивості металів можна пояснити особливим типом хімічного зв'язку, який отримав назву металевої .

Металевий зв'язок – результат перекриття ділакалізованих орбіталей атомів, що зближуються між собою в кристалічній решітці металу.

У більшості металів на зовнішньому електронному рівні є значна кількість вакантних орбіталей та мала кількість електронів.

Тому енергетично вигідніше, щоб електрони були локалізовані, а належали всьому атому металу. У вузлах грат металу знаходяться позитивно заряджені іони, які занурені в електронний «газ», розподілений по всьому металу:

Me ↔ Me n + + n.

Між позитивно зарядженими іонами металу (Me n +) та нелокалізованими електронами (n ) існує електростатична взаємодія, що забезпечує стійкість речовини. Енергія цієї взаємодії є проміжною між енергіями ковалентних та молекулярних кристалів. Тому елементи з суто металевим зв'язком ( s-, і p-Елементи) характеризуються відносно високими температурами плавлення та твердістю.

Наявність електронів, які можуть вільно переміщатися за обсягом кристала, і забезпечують специфічні властивості ме-

Водневий зв'язок

Водневий зв'язок – особливий тип міжмолекулярної взаємодії. Атоми водню, які ковалентно пов'язані з атомом елемента, що має високе значення електронегативності (найчастіше F, O, N, а також Cl, S і C), несуть відносно високий ефективний заряд. Внаслідок цього, такі атоми водню можуть електростатично взаємодіяти з атомами зазначених елементів.

Так, атом Н d + однієї молекули води орієнтується і взаємодіє (що показано трьома точками) з атомом Про d - інший молекули води:

Зв'язки, що утворюються атомом Н, що знаходиться між двома атомами електронегативних елементів, називаються водневими:

d- d+ d-

А − Н ××× В

Енергія водневого зв'язку значно менша за енергію звичайного ковалентного зв'язку (150–400 кДж/моль), проте цієї енергії достатньо, щоб викликати агрегацію молекул відповідних сполук у рідкому стані, наприклад, у рідкому фтороводороді НF (рис. 2.14). Для сполук фтору вона досягає близько 40 кДж/моль.

Мал. 2.14. Агрегація молекул НF за рахунок водневих зв'язків

Довжина водневого зв'язку також менша за довжину ковалентного зв'язку. Так, у полімері (HF) n довжина зв'язку F−H=0,092 нм, а зв'язку F∙∙∙H= 0,14 нм. Вода має довжину зв'язку O−H=0,096 нм, а зв'язку O∙∙∙H=0,177нм.

Утворення міжмолекулярних водневих зв'язків призводить до істотної зміни властивостей речовин: підвищення в'язкості, постійної діелектричної, температур кипіння і плавлення.

Подібна інформація.

Більшість органічних сполук мають молекулярну будову. Атоми в речовинах з молекулярним типом будови завжди утворюють лише ковалентні зв'язки один з одним, що спостерігається і у разі органічних сполук. Нагадаємо, що ковалентним називається такий вид зв'язку між атомами, який реалізується за рахунок того, що атоми узагальнюють частину своїх зовнішніх електронів з метою придбання електронної конфігурації благородного газу.

За кількістю узагальнених електронних пар ковалентні зв'язки в органічних речовинах можна розділити на одинарні, подвійні та потрійні. Позначаються дані типи зв'язків у графічній формулі відповідно до однієї, двох або трьох рис:

Кратність зв'язку призводить до зменшення її довжини, так одинарна З-З зв'язок має довжину 0,154 нм, подвійна З=З зв'язок - 0,134 нм, потрійна З зв'язок - 0,120 нм.

Типи зв'язків за способом перекривання орбіталей

Як відомо, орбіталі можуть мати різну форму, так, наприклад, s-орбіталі мають сферичну, а p-гантелеподібну форму. З цієї причини зв'язки також можуть відрізнятися за способом перекриття електронних орбіталей:

ϭ-зв'язку – утворюються при перекриванні орбіталей таким чином, що область їхнього перекривання перетинається лінією, що з'єднує ядра. Приклади ϭ-зв'язків:

π-зв'язки – утворюються при перекриванні орбіталей, у двох областях – над і під лінією, що з'єднує ядра атомів. Приклади π-зв'язків:

Як дізнатися, коли в молекулі є π- та ϭ-зв'язки?

При ковалентному типі зв'язку ϭ зв'язок між будь-якими двома атомами є завжди, а π зв'язок має тільки у разі кратних (подвійних, потрійних) зв'язків. При цьому:

• Одинарний зв'язок – завжди є ϭ-зв'язком
• Подвійний зв'язок завжди складається з одного ϭ- та одного π-зв'язку
• Потрійний зв'язок завжди утворений одним ϭ- і двома π-зв'язками.

Вкажемо дані типи зв'язків у молекулі пропінової кислоти:

Гібридизація орбіталей атома вуглецю

Гібридизацією орбіталей називають процес, при якому орбіталі, що спочатку мають різні форми та енергії змішуються, утворюючи натомість таку ж кількість гібридних орбіталей, рівних за формою та енергії.

Так, наприклад, при змішуванні однієї s-та трьох p-орбіталей утворюються чотири sp 3-гібридних орбіталі:

У разі атомів вуглецю в гібридизації завжди бере участь s-орбіталь, а кількість p-орбіталей, які можуть брати участь у гібридизації, варіюється від однієї до трьох p-орбіталей.

Як визначити тип гібридизації атома вуглецю в органічній молекулі?

Залежно від того, з скільком числом інших атомів пов'язаний будь-який атом вуглецю, він знаходиться або може sp 3, або в стані sp 2, або в стані sp-гібридизації:

Потренуємося визначати тип гібридизації атомів вуглецю на прикладі наступної органічної молекули:

Перший атом вуглецю пов'язаний з двома іншими атомами (1H і 1C), отже він перебуває в стані sp-гібридизації.

• Другий атом вуглецю пов'язаний із двома атомами – sp-гібридизація
• Третій атом вуглецю пов'язаний із чотирма іншими атомами (два С та два Н) – sp 3-гібридизація
• Четвертий атом вуглецю пов'язаний із трьома іншими атомами (2О та 1С) – sp 2-гібридизація.

Радикал. Функціональна група

Під терміном радикал найчастіше мають на увазі вуглеводневий радикал, що є залишком молекули будь-якого вуглеводню без одного атома водню.

Назва вуглеводневого радикалу формується, виходячи з назви відповідного вуглеводню заміною суфікса -ан на суфікс -іл .

Функціональна група - Структурний фрагмент органічної молекули (деяка група атомів), який відповідає за її конкретні хімічні властивості.

Залежно від того, яка з функціональних груп у молекулі речовини є старшою, сполуку відносять до того чи іншого класу.

R – позначення вуглеводневого замісника (радикалу).

Радикали можуть містити кратні зв'язки, які теж можна розглядати як функціональні групи, оскільки кратні зв'язки роблять внесок у хімічні властивості речовини.

Якщо в молекулі органічної речовини міститься дві або більше функціональні групи, такі сполуки називають поліфункціональними.

169375 0

Кожен атом має деяке число електронів.

Вступаючи в хімічні реакції, атоми віддають, набувають, або узагальнюють електрони, досягаючи найбільш стійкої електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найнижчою енергією (як у атомах шляхетних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (рис. 1).

Мал. 1.

Це правило стосується всіх типам зв'язків. Електронні зв'язки між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, зрештою, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають за механізмами електронного перенесенняякі відіграють найважливішу роль в енергетичних процесах в організмі.

Хімічний зв'язок - це сила, що утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їхню комбінацію..

Природа хімічного зв'язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами та позитивно зарядженими ядрами, яка визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв'язки називається валентністю, або ступенем окиснення. З валентністю пов'язане поняття про валентних електронах- електронах, що утворюють хімічні зв'язки, тобто які знаходяться на найбільш високоенергетичних орбіталях. Відповідно, зовнішню оболонку атома, що містить ці орбіталі, називають валентною оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв'язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентна, дипольна, металева.

Перший тип зв'язку -іонна зв'язок

Відповідно до електронної теорії валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись на катіони, по-друге, купуючи їх, перетворюючись на аніони. Внаслідок електронного перенесення завдяки електростатичній силі тяжіння між іонами із зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв'язок, названий Косселем « електровалентної»(тепер її називають іонної).

У цьому випадку аніони та катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньою електронною оболонкою. Типові іонні зв'язки утворюються з катіонів Т і II груп періодичної системи та аніонів неметалічних елементів VI та VII груп (16 та 17 підгруп - відповідно, халькогеніві галогенів). Зв'язки у іонних сполук ненасичені та ненаправлені, тому можливість електростатичної взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 та 3 показані приклади іонних зв'язків, що відповідають моделі електронного перенесення Косселя.

Мал. 2.

Мал. 3.Іонний зв'язок у молекулі кухонної солі (NaCl)

Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин у природі, зокрема, розглянути уявлення про кислотахі підставах.

Водні розчини цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють забарвлення індикаторів. Механізм дії індикаторів відкрили Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори є слабкими кислотами або підставами, забарвлення яких у недисоційованому та дисоційованому станах відрізняється.

Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчиняються у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, що не містять ОН-груп, зокрема, триетиламін N(З 2 Н 5) 3); розчинні основи називають лугами.

Водні розчини кислот вступають у характерні реакції:

а) з оксидами металів - з утворенням солі та води;

б) з металами - з утворенням солі та водню;

в) з карбонатами – з утворенням солі, З 2 та Н 2 O.

Властивості кислот та основ описують кілька теорій. Відповідно до теорії С.А. Арреніуса, кислота є речовиною, що дисоціює з утворенням іонів Н+ , тоді як основа утворює іони ВІН‑ . Ця теорія не враховує існування органічних основ, які мають гідроксильних груп.

Відповідно до протоннийтеорією Бренстеда і Лоурі, кислота є речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони ( донорипротонів), а основа - речовина, що складається з молекул або іонів, що приймають протони ( акцепторипротонів). Зазначимо, що у водних розчинах іони водню існують у гідратованій формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H 3 O+. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидними іонами, але і здійснюються у відсутності розчинника або з неводним розчинником.

Наприклад, реакції між аміаком NH 3 (слабкою основою) і хлороводнем в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважній суміші двох речовин завжди присутні 4 частинки, дві з яких - кислоти, а дві інші - основи:

Ця рівноважна суміш складається з двох пар пар кислот і основ:

1)NH 4+ і NH 3

2) HClі Сl ‑

Тут у кожній парі кислота і основа різняться на один протон. Кожна кислота має пов'язану з нею основу. Сильній кислоті відповідає слабка сполучена основа, а слабкій кислоті - сильна сполучена основа.

Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, залежно від речовини, що взаємодіє з нею, може виявляти властивості або кислоти, або основи. Наприклад, у реакціях з водними розчинами оцтової кислоти вода є основою, а з водними розчинами аміаку – кислотою.

1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СТОВ‑ . Тут молекула оцтової кислоти донує протон молекули води;

2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ВІН‑ . Тут молекула аміаку акцептує протон молекули води.

Таким чином, вода може утворювати дві пари:

1) Н 2 O(кислота) та ВІН‑ (сполучена основа)

2) Н 3 Про+ (кислота) та Н 2 O(Сполучена основа).

У першому випадку вода донує протон, а в другому – акцептує його.

Така властивість називається амфіпротонністю. Речовини, здатні вступати в реакції в якості і кислот, і основ, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини трапляються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з основами. Тому пептиди легко утворюють координаційні з'єднання із присутніми іонами металів.

Таким чином, характерна властивість іонного зв'язку - повне переміщення нари електронів, що зв'язують, до одного з ядер. Це означає, що між іонами існує область, де електронна густина майже нульова.

Другий тип зв'язку -ковалентна зв'язок

Атоми можуть утворювати стійкі електронні конфігурації шляхом узагальнення електронів.

Такий зв'язок утворюється, коли пара електронів узагальнюється по одному від кожногоатома. У такому разі узагальнені електрони зв'язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв'язку можна назвати гомоядернідвоатомні молекули Н 2 , N 2 , F 2 . Цей же тип зв'язку є у алотропів O 2 та озону O 3 та у багатоатомної молекули S 8 , а також у гетероядерних молекулхлороводню НСl, Вуглекислий газ З 2 , метану СH 4 , етанолу З 2 Н 5 ВІН, гексафториду сірки SF 6 , ацетилену З 2 Н 2 . У всіх цих молекул електрони однаково загальні, які зв'язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).

Для біологів важливо, що у подвійного та потрійного зв'язків ковалентні радіуси атомів у порівнянні з одинарним зв'язком зменшені.

Мал. 4.Ковалентний зв'язок у молекулі Сl 2 .

Іонний та ковалентний типи зв'язків - це два граничні випадки безлічі існуючих типів хімічних зв'язків, причому на практиці більшість зв'язків проміжні.

З'єднання двох елементів, розташованих у протилежних кінцях одного чи різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв'язки. У міру зближення елементів у межах періоду іонний характер їх сполук зменшується, а ковалентний збільшується. Наприклад, галогеніди та оксиди елементів лівої частини періодичної таблиці утворюють переважно іонні зв'язки ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), а такі ж сполуки елементів правої частини таблиці - ковалентні ( Н 2 O, СО 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза З 6 H 12 Про 6, етанол З 2 Н 5 ВІН).

Ковалентний зв'язок, своєю чергою, має ще одну модифікацію.

У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрони можуть відбуватися тільки з одногоатома. Він називається доноромелектронної пари. Атом, який узагальнює з донором цю пару електронів, називається акцепторомелектронної пари. Такий різновид ковалентного зв'язку названо координаційної (донорно-акцепторної, абодативний) зв'язком(Рис. 5). Цей тип зв'язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найважливіших для метаболізму d-елементів значною мірою описується координаційними зв'язками.

Рис. 5.

Як правило, у комплексному з'єднанні атом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних та ковалентних зв'язках атом металу є донором електрона.

Суть ковалентного зв'язку та його різновиду - координаційного зв'язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот та основ, запропонованої ГН. Льюїс. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» та «основа» з теорії Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу утворення комплексних іонів та участь речовин у реакціях нуклеофільного заміщення, тобто утворенні КС.

Згідно з Льюїсом, кислота - це речовина, здатна утворювати ковалентний зв'язок шляхом акцептування електронної пари від основи. Льюїсовою основою названо речовину, що володіє неподіленою електронною парою, яка, доніруя електрони, утворює ковалентний зв'язок з Льюїсовою кислотою.

Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, в яких протони зовсім не беруть участь. Причому сам протон, з цієї теорії, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.

Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюїсовими кислотами, а аніони - Льюїсовими основами. Прикладом можуть бути наступні реакції:

Вище зазначено, що підрозділ речовин на іонні та ковалентні відносний, оскільки повного переходу електрона від атомів металу до акцепторних атомів у ковалентних молекулах не відбувається. У з'єднаннях з іонним зв'язком кожен іон знаходиться в електричному полі іонів протилежного знака, тому вони взаємно поляризуються, а їх оболонки деформуються.

Поляризованістьвизначається електронною структурою, зарядом та розмірами іона; у аніонів вона вища, ніж у катіонів. Найбільша поляризованість серед катіонів - у катіонів більшого заряду та меншого розміру, наприклад, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+. Сильна поляризуюча дія має Н+. Оскільки вплив поляризації іонів двосторонній, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.

Третій тип зв'язку -диполь-дипольна зв'язок

Крім перелічених типів зв'язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярнівзаємодії, звані також вандерваал'совими .

Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.

Вирізняють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольнетяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційнетяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійнетяжіння, чи лондонівські сили; Мал. 6).

Мал. 6.

Диполь-дипольним моментом мають лише молекули з полярними ковалентними зв'язками ( HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl), причому сила зв'язку становить 1-2 дебая(1Д = 3,338 × 10-30 кулон-метра - Кл × м).

У біохімії виділяють ще один тип зв'язку - водневу зв'язок, що є граничним випадком диполь-дипольноготяжіння. Цей зв'язок утворений тяжінням між атомом водню та електронегативним атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором та азотом. З великими атомами, що мають аналогічну електронегативність (наприклад, з хлором і сіркою), водневий зв'язок виявляється значно слабшим. Атом водню відрізняється однією істотною особливістю: при відтягуванні електронів, що зв'язують його ядро ​​- протон - оголюється і перестає екрануватися електронами.

Тому атом перетворюється на великий диполь.

Водневий зв'язок, на відміну від вандерваальсової, утворюється не тільки при міжмолекулярних взаємодіях, а й усередині однієї молекули. внутрішньомолекулярнаводневий зв'язок. Водневі зв'язки відіграють у біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді аспіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).

Рис.7.

Водневий і вандерваальсовий зв'язки значно слабші, ніж іонний, ковалентний і координаційний. Енергія міжмолекулярних зв'язків вказана у табл. 1.

Таблиця 1.Енергія міжмолекулярних сил

Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення та випаровування (кипіння). Іонним сполукам потрібно поділу іонів значно більше енергії, ніж поділу молекул. Ентальпії плавлення іонних сполук значно вищі, ніж молекулярні сполуки.

Четвертий тип зв'язку -металевий зв'язок

Нарешті є ще один тип міжмолекулярних зв'язків - металевий: зв'язок позитивних іонів грат металів з вільними електронами. У біологічних об'єктах цей тип зв'язку немає.

З короткого огляду типів зв'язків з'ясовується одна деталь: важливим параметром атома чи іона металу - донора електронів, і навіть атома - акцептоpa електронів є його розмір.

Не вдаючись у деталі, зазначимо, що ковалентні радіуси атомів, іонні радіуси металів і вандерваальсові радіуси молекул, що взаємодіють, збільшуються в міру зростання їх порядкового номера в групах періодичної системи. При цьому значення радіусів іонів – найменші, а вандерваальсових радіусів – найбільші. Як правило, при русі вниз по групі радіуси всіх елементів збільшуються, причому як ковалентні, так і вандерваальсові.

Найбільше значення для біологів та медиків мають координаційні(донорно-акцепторні) зв'язки, що розглядаються координаційною хімією.

Медична біонеорганіка. Г.К. Барашків

Різноманітність неорганічних та органічних речовин

Органічна хімія – це хімія сполук вуглецю. До неорганічних сполук вуглецю відносять: оксиди вуглецю, вугільну кислоту, карбонати та гідрокарбонати, карбіди. Органічні речовини, крім вуглецю, містять водень, кисень, азот, фосфор, сірку та ін.. Атоми вуглецю можуть утворювати довгі нерозгалужені та розгалужені ланцюги, кільця, приєднувати інші елементи, тому кількість органічних сполук наблизилося до 20 млн, тоді як неорганічних речовин налічується трохи більше 100 тисяч.

Основою розвитку органічної хімії є теорія будови органічних сполук А. М. Бутлерова. Важлива роль описі будови органічних сполук належить поняттю валентності, яка характеризує здатність атомів до утворення хімічних зв'язків і їх число. Вуглець в органічних сполуках завжди чотиривалентний. Основним постулатом теорії А. М. Бутлерова є положення про хімічну будову речовини, тобто хімічний зв'язок. Цей порядок відображають структурними формулами. Теорія Бутлерова стверджує ідею у тому, що кожна речовина має певна хімічна будоваі властивості речовин залежать від будови.

Теорія хімічної будови органічних сполук А. М. Бутлерова

Подібно до того, як для неорганічної хімії основою розвитку є Періодичний закон і Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, для органічної хімії основною стала .

Основним постулатом теорії Бутлерова є положення про хімічну будову речовини, під якою розуміється порядок, послідовність взаємної сполуки атомів молекули, тобто. хімічний зв'язок.

Хімічна будова- порядок з'єднання атомів хімічних елементів у молекулі відповідно до їх валентності.

Цей порядок може бути відображений за допомогою структурних формул, в яких валентності атомів позначаються рисками: одна рисочка відповідає одиниці валентності атома хімічного елемента. Наприклад, для органічної речовини метану, що має молекулярну формулу СН 4 структурна формула виглядає так:

Основні положення теорії А. М. Бутлерова:

· Атоми в молекулах органічних речовин пов'язані один з одним згідно з їхньою валентністю. Вуглець в органічних сполуках завжди чотиривалентний, яке атоми здатні з'єднуватися друг з одним, утворюючи різні ланцюга.

· Властивості речовин визначаються як їх якісним і кількісним складом, а й порядком сполуки атомів у молекулі, тобто. хімічною будовою речовини.

· Властивості органічних сполук залежать не тільки від складу речовини та порядку з'єднання атомів у його молекулі, а й від взаємного впливу атомівта груп атомів один на одного.

Теорія будови органічних сполук є динамічним і вченням, що розвивається. У міру розвитку знань про природу хімічного зв'язку, вплив електронної будови молекул органічних речовин стали користуватися, крім емпіричних і структурних, електронними формулами. У таких формулах показують напрямок зміщення електронних пар у молекулі.

Квантова хімія та хімія будови органічних сполук підтвердили вчення про просторовий напрям хімічних зв'язків (цис- та трансізомерія), вивчили енергетичні характеристики взаємних переходів у ізомерів, дозволили судити про взаємний вплив атомів у молекулах різних речовин, створили передумови та механізмів перебігу хімічних реакцій

Органічні речовини мають низку особливостей.

· До складу всіх органічних речовин входять вуглець і водень, тому при горінні вони утворюють вуглекислий газ та воду.

· Органічні речовини побудовано складноі може мати величезну молекулярну масу (білки, жири, вуглеводи).

· Органічні речовини можна розташувати в ряди подібних за складом, будовою та властивостями гомологів.

· Для органічних речовин характерною є ізомерія.

Ізомерія та гомологія органічних речовин

Властивості органічних речовин залежать не тільки від їх складу, а й від порядку з'єднання атомів у молекулі.

Ізомерія- це явище існування різних речовин - ізомерів з однаковим якісним та кількісним складом, тобто з однаковою молекулярною формулою.

Розрізняють два види ізомерії: структурну та просторову(стереоізомерію). Структурні ізомери відрізняються один від одного порядком зв'язку атомів у молекулі; стереоізомери - розташуванням атомів у просторі за однакового порядку зв'язків між ними.

Основні види ізомерії:

· Структурна ізомерія - речовини відрізняються порядком зв'язку атомів у молекулах:

1) ізомерію вуглецевого скелета;

2) ізомерія становища:

• кратних зв'язків;
• заступників;
• функціональних груп;

3) ізомерія гомологічних рядів (міжкласова).

· Просторова ізомерія – молекули речовин відрізняються не порядком зв'язку атомів, а становищем їх у просторі: цис-, транс-ізомерія (геометрична).

Класифікація органічних речовин

Відомо, що властивості органічних речовин визначаються їх складом та хімічною будовою. Тому не дивно, що в основі класифікації органічних сполук лежить саме теорія будови – теорія А. М. Бутлерова. Класифікують органічні речовини за наявністю та порядком з'єднання атомів у їх молекулах. Найбільш міцною та малозмінною частиною молекули органічної речовини є її скелет - ланцюг атомів вуглецю. Залежно від порядку з'єднання атомів вуглецю в цьому ланцюгу речовини поділяються на ациклічні, що не містять замкнутих ланцюгів атомів вуглецю в молекулах, карбоциклічні, що містять такі ланцюги (цикли) у молекулах.

Крім атомів вуглецю та водню молекули органічних речовин можуть містити атоми та інші хімічні елементи. Речовини, в молекулах яких ці так звані гетероатоми включені до замкнутого ланцюга, відносять до гетероциклічних сполук.

Гетероатоми(кисень, азот та ін.) можуть входити до складу молекул та ациклічних сполук, утворюючи в них функціональні групи, наприклад,

гідроксильну

карбонільну

,

карбоксильну

,

аміногрупу

.

Функціональна група- Група атомів, яка визначає найбільш характерні хімічні властивості речовини та її приналежність до певного класу сполук.

Номенклатура органічних сполук

На початку розвитку органічної хімії з'єднанням, що відкриваються, присвоювалися тривіальні назви, часто пов'язані з історією їх отримання: оцтова кислота (яка є основою винного оцту), масляна кислота (що утворюється у вершковому маслі), гліколь (тобто «солодкий») і т. д. У міру збільшення кількості нових відкритих речовин виникла потреба пов'язувати назви зі своїми будовою. Так з'явилися раціональні назви: метиламін, діетиламін, етиловий спирт, метилетилкетон, в основі яких лежить назва найпростішої сполуки. Для складніших сполук раціональна номенклатура непридатна.

Теорія будови А. М. Бутлерова дала основу для класифікації та номенклатури органічних сполук за структурними елементами та за розташуванням атомів вуглецю в молекулі. В даний час найбільш вживаною є номенклатура, розроблена Міжнародним союзом теоретичної та прикладної хімії (IUPAC), яка називається номенклатурою ІЮПАК. Правила ІЮПАК рекомендують для утворення назв кілька принципів, один із них – принцип заміщення. На основі цього розроблено замісну номенклатуру, яка є найбільш універсальною. Наведемо кілька основних правил замісної номенклатури та розглянемо їх застосування на прикладі гетерофункціональної сполуки, що містить дві функціональні групи, - амінокислоти лейцину:

1. В основі назви сполук лежить родоначальна структура (головний ланцюг ациклічної молекули, карбоциклічна чи гетероциклічна система). Назва родоначальної структури становить основу назви, корінь слова.

У разі родоначальной структурою є ланцюг з п'яти атомів вуглецю, пов'язаних одинарними зв'язками. Таким чином, корінна частина назви – пентан.

2. Характеристичні групи та заступники (структурні елементи) позначаються префіксами та суфіксами. Характеристичні групи поділяються за старшинством. Порядок старшинства основних груп:

Виявляють старшу характеристичну групу, яку позначають у суфіксі. Всі інші заступники називають префіксом в алфавітному порядку.

У разі старшої характеристичної групою є карбоксильная, т. е. це з'єднання належить до класу карбонових кислот, тому до корінної частини назви додаємо -ова кислота. Другою за старшинством групою є аміногрупа, яка позначається префіксом аміно-. Крім цього, молекула містить вуглеводневий заступник метил-. Таким чином, основою назви є амінометилпентанова кислота.

3. У назву включають позначення подвійного та потрійного зв'язку, яке йде відразу після кореня.

Розглянуте з'єднання не містить кратних зв'язків.

4. Атоми родоначальної структури нумерують. Нумерацію починають з того кінця вуглецевого ланцюга, до якого ближче розташована старша характеристична група:

Нумерацію ланцюга починають з атома вуглецю, що входить до складу карбоксильної групи, йому надається номер 1. У цьому випадку аміногрупа виявиться при вуглеці 2, а метил - при вуглеці 4.

Таким чином, природна амінокислота лейцин за правилами номенклатури ІЮПАК називається 2-аміно-4-метилпентанова кислота.

Вуглеводні. Класифікація вуглеводнів

Вуглеводні- це сполуки, що складаються лише з атомів водню та вуглецю.

Залежно від будови вуглецевого ланцюга органічні сполуки поділяють на з'єднання з відкритим ланцюгом - ациклічні(аліфатичні) та циклічні- із замкнутим ланцюгом атомів.

Циклічні поділяються на дві групи: карбоциклічні сполуки(цикли утворені тільки атомами вуглецю) та гетероциклічні(в цикли входять інші атоми, такі як кисень, азот, сірка).

Карбоциклічні сполуки, у свою чергу, включають два ряди сполук: аліциклічніі ароматичні.

Ароматичні сполуки в основі будови молекул мають плоскі вуглецевмісні цикли з особливою замкнутою системою р-електронів, що утворюють загальну π-систему (єдина π-електронна хмара). Ароматичність характерна і для багатьох гетероциклічних сполук.

Решта всіх карбоциклічних сполук відносяться до аліциклічного ряду.

Як ациклічні (аліфатичні), і циклічні вуглеводні можуть містити кратні (подвійні чи потрійні) зв'язку. Такі вуглеводні називають ненасиченими(ненасиченими) на відміну від граничних (насичених), що містять лише одинарні зв'язки.

Граничні аліфатичні вуглеводні називають алканами, вони мають загальну формулу З n Н 2n+2 де n - число атомів вуглецю. Стара їхня назва часто вживається і в даний час - парафіни:

Ненасичені аліфатичні вуглеводні, що містять один подвійний зв'язок, отримали назву алкени. Вони мають загальну формулу C n H 2n:

Ненасичені аліфатичні вуглеводні з двома подвійними зв'язками називають алкадієнами. Їх загальна формула C n H 2n-2:

Ненасичені аліфатичні вуглеводні з одним потрійним зв'язком називають алкінами. Їх загальна формула C n H 2n - 2:

Граничні аліциклічні вуглеводні. циклоалкани, їх загальна формула З n Н 2n:

Особлива група вуглеводнів, ароматичних, або аренів(З замкнутою загальною л-електронною системою), відома з прикладу вуглеводнів із загальною формулою С n Н 2n - 6:

Таким чином, якщо в їх молекулах один або більше атомів водню замінити на інші атоми або групи атомів (галогени, гідроксильні групи, аміногрупи та ін), утворюються похідні вуглеводнів: галогенопроизводные, кисневмісні, азотовмісні та інші органічні сполуки.

Гомологічний ряд вуглеводнів

Вуглеводні та їх похідні з однією і тією ж функціональною групою утворюють гомологічні ряди.

Гомологічним рядомназивають ряд сполук, що належать до одного класу (гомологів), розташованих у порядку зростання їх відносних молекулярних мас, подібних до будови та хімічних властивостей, де кожен член відрізняється від попереднього на гомологічну різницю CH 2 . Наприклад: CH 4 - метан, C 2 H 6 - етан, C 3 H 8 - пропан, C 4 H 10 - бутан і т. д. Подібність хімічних властивостей гомологів значно полегшує вивчення органічних сполук.

Ізоміри вуглеводнів

Ті атоми або групи атомів, які визначають найхарактерніші властивості даного класу речовин, називаються функціональними групами.

Галогенопохідні вуглеводнів можна розглядати як продукти заміщення у вуглеводнях одного або кількох атомів водню атомами галогенів. Відповідно до цього можуть існувати граничні та ненасичені моно-, ді-, три- (у загальному випадку полі-) галогенопохідні.

Загальна формула моногалогенопохідних граничних вуглеводнів:

а склад виражається формулою

де R - залишок від граничного вуглеводню (алкану), вуглеводневий радикал (це позначення використовується і далі при розгляді інших класів органічних речовин); Г - атом галогену (F, Cl, Br, I).

Наприклад:

Наведемо один приклад дигалогенопохідного:

До кисневмісних органічних речовинвідносять спирти, феноли, альдегіди, кетони, карбонові кислоти, прості та складні ефіри. Спирти - похідні вуглеводнів, у яких один або кілька атомів водню заміщені на гідроксильні групи.

Спирти називають одноатомними, якщо вони мають одну гідроксильну групу, і граничними, якщо вони є похідними алканів.

Загальна формула граничних одноатомних спиртів:

а їх склад виражається загальною формулою:

Наприклад:

Відомі приклади багатоатомних спиртів, Т. е. мають кілька гідроксильних груп:

Феноли- похідні ароматичних вуглеводнів (ряду бензолу), у яких один або кілька атомів водню в бензольному кільці заміщені на гідроксильні групи.

Найпростіший представник з формулою C 6 H 5 OH або

називається фенолом.

Альдегіди та кетони- похідні вуглеводнів, що містять карбонільну групу атомів

(карбоніл).

У молекулах альдегідіводин зв'язок карбонілу йде на з'єднання з атомом водню, інший - з вуглеводневим радикалом. Загальна формула альдегідів:

Наприклад:

В разі кетонівкарбонільна група пов'язана з двома (загалом різними) радикалами, загальна формула кетонів:

Наприклад:

Склад граничних альдегідів та кетонів виражається формулою З 2n Н 2n Про.

Карбонові кислоти- похідні вуглеводнів, що містять карбоксильні групи

(або-СООН).

Якщо молекулі кислоти одна карбоксильная група, то карбонова кислота є одноосновной. Загальна формула граничних одноосновних кислот:

Їх склад виражається формулою З n Н 2n Про 2 .

Наприклад:

Прості ефіриявляють собою органічні речовини, що містять два вуглеводневі радикали, з'єднаних атомом кисню: R-O-R або R 1 -O-R 2 .

Радикали можуть бути однаковими чи різними. Склад простих ефірів виражається формулою C n H 2n+2 O.

Наприклад:

Складні ефіри- сполуки, утворені заміщенням атома водню карбоксильної групи у карбонових кислотах на вуглеводневий радикал.

Загальна формула складних ефірів:

Наприклад:

Нітросполуки- похідні вуглеводнів, у яких один або кілька атомів водню заміщені на нітрогрупу -NO2.

Загальна формула граничних мононітросполук:

а склад виражається загальною формулою C n H 2n+1 NO 2 .

Наприклад:

Нітропохідні арени:

Аміни- сполуки, які розглядають як похідні аміаку (NH 3), у якому атоми водню заміщені на вуглеводневі радикали. Залежно від природи радикалу аміни можуть бути аліфатичними, наприклад:

та ароматичними, наприклад:

Залежно від кількості заміщених на радикали атомів водню розрізняють:

первинні аміниіз загальною формулою:

вторинні- із загальною формулою:

третинні- із загальною формулою:

В окремому випадку у вторинних, а також третинних амінів радикали можуть бути однаковими.

Первинні аміни можна розглядати як похідні вуглеводнів (алканів), у яких один атом водню заміщений на аміногрупу -NH 2 . Склад граничних первинних амінів виражається формулою C n H 2n + 3 N.

Наприклад:

Амінокислоти містять дві функціональні групи, з'єднані з вуглеводневим радикалом: аміногрупу -NH 2 і карбоксил-COOH.

Загальна формула -амінокислот (вони найбільш важливі для побудови білків, з яких складаються живі організми):

Склад граничних амінокислот, що містять одну аміногрупу та один карбоксил, виражається формулою C n H 2n+1 NO 2.

Наприклад:

Відомі й інші важливі органічні сполуки, які мають кілька різних або однакових функціональних груп, довгі лінійні ланцюги, пов'язані з кільцями бензольними. У разі суворе визначення приналежності речовини до якогось певному класу неможливо. Ці сполуки часто виділяють у специфічні групи речовин: вуглеводи, білки, нуклеїнові кислоти, антибіотики, алкалоїди та ін.

В даний час відомо також багато сполук, які можна віднести і до органічних, і неорганічних. х називають елементоорганічними сполуками. Деякі їх можна розглядати як похідні вуглеводнів.

Наприклад:

Існують сполуки, що мають однакову молекулярну формулу, що виражає склад речовин.

Явище ізомерії у тому, що можуть бути кілька різних за властивостями речовин, мають однаковий склад молекул, але різна будова. Ці речовини називають ізомерами.

У нашому випадку це міжкласові ізомери: циклоалкани та алкани, алкадієни та алкіни, граничні одноатомні спирти та прості ефіри, альдегіди та кетони, граничні одноосновні карбонові кислоти та складні ефіри.

Структурна ізомерія

Вирізняють такі різновиди структурної ізомерії: ізомерію вуглецевого скелета, ізомерію положення, ізомерію різних класів органічних сполук (міжкласову ізомерію).

Ізомерія вуглецевого скелета обумовлена різним порядком зв'язку між атомами вуглецю, що утворюють скелет молекули. Як було показано, молекулярної формулі З 4 Н 10 відповідають два вуглеводні: н-бутан і ізобутан. Для вуглеводню З 5 Н 12 можливі три ізомери: пентан, ізопентан і неопентан.

Зі збільшенням числа атомів вуглецю в молекулі число ізомерів швидко зростає. Для вуглеводню З 10 Н 22 їх 75, а вуглеводню З 20 Н 44 - 366 319.

Ізомерія положення обумовлена ​​різним положенням кратного зв'язку, заступника, функціональної групи при однаковому вуглецевому скелеті молекули:

Ізомерія різних класів органічних сполук (міжкласова ізомерія) обумовлена ​​різним становищем та поєднанням атомів у молекулах речовин, що мають однакову молекулярну формулу, але належать до різних класів. Так, молекулярній формулі 6 Н 12 відповідає ненасичений вуглеводень гексен-1 і циклічний вуглеводень циклогексан.

Ізомерами є вуглеводень, що відноситься до алкінів, - бутин-1 і вуглеводень з двома подвійними зв'язками в ланцюзі бутадієн-1,3:

Діетиловий ефір і бутиловий спирт мають однакову молекулярну формулу 4 Н 10 O:

Структурними ізомерами є амінооцтова кислота та нітроетан, що відповідають молекулярній формулі С 2 Н 5 NO 2:

Ізомери цього типу містять різні функціональні групи і належать до різних класів речовин. Тому вони відрізняються за фізичними та хімічними властивостями значно більше, ніж ізомери вуглецевого скелета або ізомери положення.

Просторова ізомерія

Просторова ізомеріяпідрозділяється на два види: геометричну та оптичну.

Геометрична ізомерія характерна для сполук, що містять подвійні зв'язки, та циклічних сполук. Так як вільне обертання атомів навколо подвійного зв'язку або в циклі неможливе, заступники можуть розташовуватися або з одного боку площини подвійного зв'язку або циклу (цис-положення), або з різних боків (трансположення). Позначення цис і транс зазвичай відносять до пари однакових заступників.

Геометричні ізомери розрізняються за фізичними та хімічними властивостями.

Оптична ізомерія виникає, якщо молекула несумісна зі своїм зображенням у дзеркалі. Це можливо, коли у атома вуглецю в молекулі чотири різні заступники. Цей атом називають асиметричним. Прикладом такої молекули є молекула α-амінопропіонової кислоти (α-аланіну) CH 3 CH(NH 2)OH.

Молекула α-аланіна за жодного переміщення не може збігтися зі своїм дзеркальним відображенням. Такі просторові ізомери називаються дзеркальними, оптичними антиподами або енантіомерами. Усі фізичні та практично всі хімічні властивості таких ізомерів ідентичні.

Вивчення оптичної ізомерії необхідне під час розгляду багатьох реакцій, які у організмі. Більшість цих реакцій йде під впливом ферментів - біологічних каталізаторів. Молекули цих речовин повинні підходити до молекул сполук, на які вони діють як ключ до замку, отже, просторова будова, взаємне розташування ділянок молекул та інші просторові фактори мають для перебігу цих реакцій велике значення. Такі реакції називаються стереоселективними.

Більшість природних сполук є індивідуальними енантіомерами, і їхня біологічна дія (починаючи від смаку та запаху і закінчуючи лікарською дією) різко відрізняється від властивостей їх оптичних антиподів, отриманих у лабораторії. Подібна відмінність у біологічній активності має велике значення, оскільки лежить в основі найважливішої якості всіх живих організмів - обміну речовин.

Електронна будова атома вуглецю

Вуглець, що входить до складу органічних сполук, проявляє постійну валентність. На останньому енергетичному рівні атома вуглецю міститься 4 електрони, два з яких займають 2s-орбіталь, що має сферичну форму, а два електрони займають 2р-орбіталі, що мають гантелеподібну форму. При збудженні один електрон із 2s-орбіталі може переходити на одну з вакантних 2р-орбіталей. Цей перехід потребує деяких енергетичних витрат (403 кДж/моль). В результаті збуджений атом вуглецю має 4 неспарені електрони і його електронна конфігурація виражається формулою 2s 1 2p 3 .. Так, у випадку вуглеводню метану (СН 4) атом вуглецю утворює 4 зв'язки з s-електронами атомів водню. При цьому мали б утворюватися 1 зв'язок типу s-s (між s-електроном атома вуглецю та s-електроном атома водню) і 3 p-s-зв'язку (між 3 р-електронами атома вуглецю та 3 s-електронами 3-х атомів водню). Звідси випливає висновок про нерівноцінність чотирьох ковалентних зв'язків, утворених атомом вуглецю. Однак, практичний досвід хімії свідчить про те, що всі 4 зв'язки в молекулі метану абсолютно рівноцінні, а молекула метану має тетраедричну будову з валентними кутами 109,50, чого не могло б бути при нерівноцінності зв'язків. Адже тільки орбіталі р-електронів орієнтовані у просторі по взаємно перпендикулярним осям x, y, z, а орбіталь s-електрона має сферичну форму, тому напрям освіти зв'язку з цим електроном було б довільним. Пояснити це протиріччя змогла теорія гібридизації. Л.Полінг висловив припущення, що у будь-яких молекулах немає ізольованих друг від друга зв'язків. При утворенні зв'язків орбіталі всіх валентних електронів перекриваються. Відомо кілька типів гібридизації електронних орбіталей. Передбачається, що в молекулі метану та інших алканів до гібридизації вступає 4 електрони.

Гібридизація орбіталей атома вуглецю

Гібридизація орбіталей- Це зміна форми та енергії деяких електронів при утворенні ковалентного зв'язку, що призводить до більш ефективного перекривання орбіталей та підвищення міцності зв'язків. Гібридизація орбіталей відбувається завжди, коли у освіті зв'язків беруть участь електрони, що належать до різних типів орбіталей.

1. sp 3 -гібридизація(Перший валентний стан вуглецю). При sp 3 -гібридизації р-орбіталі 3 і одна s-орбіталь збудженого атома вуглецю взаємодіють таким чином, що виходять орбіталі абсолютно однакові по енергії і симетрично розташовані в просторі. Це перетворення можна записати так:

При гібридизації загальна кількість орбіталей не змінюється, а змінюється лише їх енергія та форма. Показано, що sр 3 -гібридизація орбіталі нагадують об'ємну вісімку, одна з лопатей якої значно більше за іншу. Чотири гібридні орбіталі витягнуті від центру до вершин правильного тетраедра під кутами 109,5 0 . Зв'язки утворені гібридними електронами (наприклад зв'язок s-sp 3) міцніші, ніж зв'язки, що здійснюються негібридизованими р-електронами (наприклад, зв'язок-s-p). Оскільки гібридна sp 3 -орбіталь забезпечує більшу площу перекривання електронних орбіталей, ніж негібридизована р-орбіталь. Молекули, в яких здійснюється sp 3 - Гібридизація мають тетраедричну будову. До них, крім метану, належать гомологи метану, неорганічні молекули типу аміаку. На малюнках показано гібридизовану орбіталь і тетраедричну молекулу метану.

Хімічні зв'язки, що виникають у метані між атомами вуглецю та водню, відносяться до типу σ-зв'язків (sp 3 -s-зв'язок). Взагалі, будь-яка сигма-зв'язок характеризується тим, що електронна щільність двох зв'язаних між собою атомів, перекривається по лінії, що з'єднує центри (ядра) атомів. σ-зв'язки відповідають максимально можливому ступеню перекривання атомних орбіталей, тому вони досить міцні.

2. sp 2 -гібридизація(Другий валентний стан вуглецю). Виникає внаслідок перекривання однієї 2s та двох 2р орбіталей. Sp 2 -гібридні орбіталі, що утворилися, розташовуються в одній площині під кутом 120 0 один до одного, а негібридизована р-орбіталь перпендикулярно до неї. Загальна кількість орбіталей не змінюється їх чотири.

Стан sp 2 -гібридизації зустрічається в молекулах алкенів, карбонільної і карбоксильної групах, тобто. у з'єднань, що мають у своєму складі подвійний зв'язок. Так, у молекулі етилену гібридизовані електрони атома вуглецю утворюють 3 σ-зв'язку (два зв'язки типу sp 2 -s між атомом вуглецю та атомами водню і один зв'язок типу sp 2 -sp 2 між атомами вуглецю). Р-електрон одного атома вуглецю, що залишився негібридизованим, утворює π-зв'язок з негібридизованим р-електроном другого атома вуглецю. Характерною особливістю π-зв'язку є те, що перекриття орбіталей електронів йде поза лінією, що з'єднує два атоми. Перекривання орбіталей йде вище і нижче σ-зв'язку, що з'єднує обидва атоми вуглецю. Таким чином, подвійний зв'язок є комбінацією σ- і π-зв'язків. На перших двох малюнках показано, що в молекулі етилену валентні кути між атомами, що утворюють молекулу етилену, становлять 120 0 (відповідно до орієнтації з простором трьох sp 2 -гібридних орбіталей). На малюнках показано утворення π-зв'язку.

Оскільки площа перекриття негібридизованих р-орбіталей у π-зв'язках менше, ніж площа перекриття орбіталей у σ-зв'язках, то π-зв'язок менш міцна, ніж σ-зв'язок і легше розривається в хімічних реакціях.

3. sp-гібридизація(Третій валентний стан вуглецю). У стані sр-гібридизації атом вуглецю має дві sр-гібридні орбіталі, розташовані лінійно під кутом 180 0 один до одного і дві негібридизовані р-орбіталі розташовані у двох взаємно перпендикулярних площинах. sр-гібридизація й у алкінів і нітрилів, тобто. для з'єднань, що мають у своєму складі потрійний зв'язок.

Так, у молекулі ацетилену валентні кути між атомами становлять 180 o . Гібридизовані електрони атома вуглецю утворюють 2 σ-зв'язку (один зв'язок sp-s між атомом вуглецю і атомом водню та інший зв'язок типу sp-sp між атомами вуглецю. Два негібридизовані р-електрони одного атома вуглецю утворюють дві π-зв'язки з негібридизованими р електрон атома вуглецю. Перекриття орбіталей р-електронів йде не тільки вище і нижче σ-зв'язку, а й спереду і ззаду, а сумарна хмара р-електронів має циліндричну форму. Таким чином потрійний зв'язок є комбінацією одного σ-зв'язку. Наявність в молекулі ацетилену менш міцних двох π-зв'язків забезпечує здатність цієї речовини вступати в реакції приєднання з розривом потрійного зв'язку.

Довідковий матеріал для проходження тестування:

таблиця Менделєєва

Таблиця розчинності

В основному стан атом вуглецю С (1s 2 2s 2 2p 2) має два неспарені електрони, за рахунок яких можуть утворювати тільки дві загальні електронні пари. Однак у більшості своїх сполук вуглець чотиривалентний. Це тим, що атом вуглецю, поглинаючи невелику кількість енергії, перетворюється на збуджений стан, у якому має 4 неспарених електрона, тобто. здатний утворювати чотириковалентні зв'язки та брати участь у формуванні чотирьох загальних електронних пар:

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

Енергія збудження компенсується утворенням хімічних зв'язків, що відбувається із виділенням енергії.

Атоми вуглецю мають здатність до утворення трьох видів гібридизації електронних орбіталей ( sp 3, sp 2, sp) та утворення між собою кратних (подвійних та потрійних) зв'язків (табл.7).

Таблиця 7

Типи гібридизації та геометрія молекул

Проста (одинарна) s - зв'язок здійснюється за sp 3-гібридизації, при якій всі чотири гібридних орбіталі рівноцінні і мають спрямованість у просторі під кутом 109 про 29 один до одного і орієнтовані до вершин правильного тетраедра.

Мал. 19. Утворення молекули метану СН 4

Якщо гібридні орбіталі вуглецю перекриваються з кулястими s-орбіталями атома водню, то утворюється найпростіша органічна сполука метан СН 4 – граничний вуглеводень (рис. 19).

Мал. 20. Тетраедричне розташування зв'язків у молекулі метану

Великий інтерес представляє вивчення зв'язків атомів вуглецю між собою та з атомами інших елементів. Розглянемо будову молекул етану, етилену та ацетилену.

Кути між усіма зв'язками в молекулі етану майже точно рівні між собою (рис. 21) і не відрізняються від кутів СН у молекулі метану.

Мал. 21. Молекула етану З 2 Н 6

Отже, атоми вуглецю перебувають у стані sp 3-гібридизації.

Гібридизація електронних орбіталей атомів вуглецю може бути неповною, тобто. у ній можуть брати участь дві ( sp 2-гібридизація) або одна ( sp-гібридизація) з трьох р- орбіталей. У цьому випадку між атомами вуглецю утворюються кратні(подвійна чи потрійна) зв'язку. Вуглеводні з кратними зв'язками називаються ненасиченими або ненасиченими. Подвійний зв'язок (С = С) утворюється при sp 2- Гібридизації. У цьому випадку кожен з атомів вуглецю має одну з трьох р- орбіталей не бере участі в гібридизації, в результаті утворюються три sp 2- гібридні орбіталі, розташовані в одній площині під кутом 120 один до одного, а негібридна 2 р-орбіталь розташовується перпендикулярно до цієї площини. Два атоми вуглецю з'єднуються між собою, утворюючи один s-зв'язок за рахунок перекривання гібридних орбіталей і один p-зв'язок за рахунок перекривання р-орбіталей. Взаємодія вільних гібридних орбіталей вуглецю з 1s-орбіталями атомів водню призводить до утворення молекули етилену С 2 Н 4 (рис. 22) - найпростішого представника ненасичених вуглеводнів.

Мал. 22. Утворення молекули етилену З 2 Н 4

Перекривання електронних орбіталей у разі p - зв'язку менше та зони з підвищеною електронною щільністю лежать далі від ядер атомів, тому цей зв'язок менш міцний, ніж s - зв'язок.

Потрійний зв'язок утворюється за рахунок одного s - зв'язку та двох p - зв'язків. Електронні орбіталі при цьому перебувають у стані sp-гібридизації, утворення якої відбувається за рахунок однієї s- і однієї р- орбіталей (рис. 23).

Мал. 23. Утворення молекули ацетилену С2Н2

Дві гібридні орбіталі розташовуються під кутом 180 про відносно один одного, а негібридні, що залишилися, дві р-орбіталі розташовуються у двох взаємно перпендикулярних площинах. Утворення потрійного зв'язку має місце в молекулі ацетилену С2Н2.

Особливий вид зв'язку виникає при освіті молекули бензолу (С6Н6) – найпростішого представника ароматичних вуглеводнів.

Бензол містить шість атомів вуглецю, пов'язаних між собою в цикл (бензольне кільце), при цьому кожен атом вуглецю знаходиться в стані sp 2 -гібридизації (рис. 24).

Всі атоми вуглецю, що входять до молекули бензолу, розташовані в одній площині. У кожного атома вуглецю в стані sp 2 -гібридизації є ще одна негібридна р-орбіталь з неспареним електроном, яка утворює p - зв'язок (рис. 25).

Ось такий р - орбіталі розташована перпендикулярно до площини молекули бензолу.

Мал. 24. sp 2 - орбіталі молекули бензолу С 6 Н 6

Мал. 25. - зв'язки в молекулі бензолу 6 Н 6

Всі шість негібридних р-орбіталей утворюють загальну сполучну молекулярну p - орбіталь, а всі шість електронів об'єднуються в p - електронний секстет.

Гранична поверхня такої орбіталі розташована над і під площиною вуглецевого s - скелета. Через війну кругового перекривання з'являється єдина делокализованная p - система, що охоплює всі вуглецеві атоми циклу. Бензол схематично зображують у вигляді шестикутника з кільцем усередині, яке вказує на те, що має місце справакалізація електронів та відповідних зв'язків.