ГЛАВА 2. ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК І ВЗАЄМНЕ ВПЛИВ АТОМІВ В ОРГАНІЧНИХ З'ЄДНАННЯХ

ГЛАВА 2. ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК І ВЗАЄМНЕ ВПЛИВ АТОМІВ В ОРГАНІЧНИХ З'ЄДНАННЯХ

Хімічні властивості органічних сполук обумовлені типом хімічних зв'язків, природою пов'язують атомів і їх вза- імним впливом в молекулі. Ці фактори, в свою чергу, визначаються електронною будовою атомів і взаємодією їх атомних орбіталей.

2.1. Електронна будова атома вуглецю

Частина атомного простору, в якому ймовірність знаходження електрона максимальна, називають атомної орбиталью (АТ).

У хімії широко використовується уявлення про гібридних орбіталях атома вуглецю та інших елементів. Поняття про гібридизації як способі опису перебудови орбіталей необхідно тоді, коли число неспарених електронів в основному стані атома менше числа утворених зв'язків. Прикладом служить атом вуглецю, який у всіх з'єднаннях проявляє себе як чотиривалентний елемент, але відповідно до правил заповнення орбіталей на його зовнішньому електронному рівні в основному стані 1s 2 2s 2 2p 2 знаходяться тільки два неспарених електрона (рис. 2.1, аі Додаток 2-1). У цих випадках постулюється, що різні атомні орбіталі, близькі по енергії, можуть змішуватися між собою, утворюючи однакові за формою і енергії гібридні орбіталі.

Гібридні орбіталі через більшу перекривання утворюють більш міцні зв'язки в порівнянні з негібрідізованнимі орбиталями.

Залежно від числа вступили в гібридизацію орбіталей атом вуглецю може знаходитися в одному з трьох станів

Мал. 2.1.Розподіл електронів по орбіталях у атома вуглецю в основному (а), порушену (б) і гібрідізоваться станах (в - sp 3, г- sp 2, д- sp)

гібридизації (див. рис. 2.1, в-д). Тип гібридизації визначає спрямованість гібридних АТ в просторі і, отже, геометрію молекул, т. Е. Їх просторову будову.

Просторова будова молекул - це взаємне розташування атомів і атомних груп в просторі.

sp 3Гібридизація.При змішуванні чотирьох зовнішніх АТ порушеної атома вуглецю (див. Рис. 2.1, б) - однієї 2s- і трьох 2p-орбіталей - виникають чотири рівноцінні sp 3 -гібрідние орбіталі. Вони мають форму об'ємної «вісімки», одна з лопатей якої значно більша за іншу.

Кожна гібридна орбіталь заповнюється одним електроном. Атом вуглецю в стані sp 3-гібридизації має електронну конфігурацію 1s 2 + 2 (sp 3) 4 (див. Рис. 2.1, в). Такий стан гібридизації характерно для атомів вуглецю в насичених вуглеводнях (алканах) і відповідно в алкільних радикалів.

Внаслідок взаємного відштовхування sp 3 -гібрідние АТ спрямовані в просторі до вершин тетраедра,і кути між ними рівні 109,5? (Найбільш вигідне розташування; рис. 2.2, а).

Просторова будова зображується за допомогою стереохімічних формул. У цих формулах sp 3 -гібрідізованний атом вуглецю і дві його зв'язку розташовують в площині креслення і графічно позначають типовою рисою. Жирною рискою або жирним клином позначають зв'язок, що виходить вперед з площини креслення і спрямовану до спостерігача; пунктирною лінією або заштрихованим клином (..........) - зв'язок, що йде від спостерігача за площину черте-

Мал. 2.2.Види гібридизації атома вуглецю. Точка в центрі - ядро \u200b\u200bатома (малі частки гібридних орбіталей для спрощення малюнка опущені; кольором показані негібрідізованние р-АТ)

жа (рис. 2.3, а). Атом вуглецю в стані sp 3гібридизації має тетраедричних конфігурацію.

sp 2Гібридизація.При змішуванні однієї 2s-і двох 2р-АО порушеної атома вуглецю утворюються три рівноцінні sp 2 -гібрідние орбіталі і залишається негібрідізованной 2р-АО. Атом вуглецю в стані sp 2-гібридизації має електронну конфігурацію 1s 2 2 (sp 2) 3 2p 1 (див. Рис. 2.1, г). Такий стан гібридизації атома вуглецю характерно для ненасичених вуглеводнів (алкенів), а також для деяких функціональних груп, наприклад карбонильной і карбоксильної.

sp 2 -Гібрідние орбіталі розташовуються в одній площині під кутом 120 ?, а негібрідізованная АТ знаходиться в перпендикулярній площині (Див. Рис. 2.2, б). Атом вуглецю в стані sp 2-гібридизації має трігональную конфігурацію.Атоми вуглецю, пов'язані подвійним зв'язком, знаходяться в площині креслення, а їх одинарні зв'язку, спрямовані до спостерігача і від нього, позначають, як описано вище (див. Рис. 2.3, б).

sp-гібридизація.При змішуванні однієї 2s- і однієї 2р-орбіталей збудженого атома вуглецю утворюються дві рівноцінні sp-гинув- Рідна АТ, а дві p-АТ залишаються негібрідізованнимі. Атом вуглецю в стані sp-гібридизації має електронну конфігурацію

Мал. 2.3.Стереохимические формули метану (а), етану (б) і ацетилену (в)

1s 2 2 (sp 2) 2 2p 2 (див. Рис. 2.1, д). Такий стан гібридизації атома вуглецю зустрічається в сполуках, що мають потрійну зв'язок, наприклад, в алкінілу, нітрили.

sp-Гібридні орбіталі розташовуються під кутом 180 ?, а дві негібрідізованние АТ - у взаємно перпендикулярних площинах (див. рис. 2.2, в). Атом вуглецю в стані sp-гібридизації має лінійну конфігурацію,наприклад в молекулі ацетилену всі чотири атома знаходяться на одній прямій (див. рис. 2.3, в).

У гібрідізоваться стані можуть перебувати і атоми інших елементів-органогенов.

2.2. Хімічні зв'язку атома вуглецю

Хімічні зв'язку в органічних сполуках представлені в основному ковалентними зв'язками.

Ковалентного називають хімічний зв'язок, утворену в результаті усуспільнення електронів пов'язують атомів.

Ці усуспільнені електрони займають молекулярні орбіталі (МО). Як правило, МО є многоцентровой орбиталью і заповнюють її електрони делокалізованних (розосереджені). Таким чином, МО, як і АТ, може бути вакантною, заповненої одним електроном або двома електронами з протилежними спинами *.

2.2.1. σ- іπ -зв'язку

Існують два типи ковалентного зв'язку: σ (сигма) - і π (пі)-зв'язку.

σ-зв'язком називають ковалентний зв'язок, утворену при перекривання АО по прямій (осі), що з'єднує ядра двох связивае- мих атомів з максимумом перекривання на цій прямій.

σ-Зв'язок виникає при перекривання будь-яких АТ, в тому числі і гібридних. На малюнку 2.4 показано освіту σ-зв'язку між атомами вуглецю в результаті осьового перекривання їх гібридних sp 3-АТ і σ-зв'язків C-H шляхом перекривання гібридної sp 3-АТ вуглецю і s-АТ водню.

* Детальніше див .: Попков В.А., Пузаков С.А.Загальна хімія. - М .: ГЕОТАР-Медіа, 2007. - Глава 1.

Мал. 2.4.Освіта σ-зв'язків в етан шляхом осьового перекривання АО (малі частки гібридних орбіталей опущені, кольором показані sp 3-АТвуглецю, чорним - s-АТ водню)

Крім осьового можливий ще один вид перекривання - бічне перекривання p-АТ, що приводить до утворення π-зв'язку (рис. 2.5).

р-атомні орбіталі

Мал. 2.5.Освіта π-зв'язку в етилену шляхом бічного перекривання р-АТ

π-зв'язком називають зв'язок, утворену при бічному перекривання негібрідізованних p-АТ з максимумом перекривання по обидві сторони від прямої, що з'єднує ядра атомів.

Зустрічаються в органічних сполуках кратні зв'язку є поєднанням σ- і π-зв'язків: подвійна - однієї σ- і однієї π-, потрійна - однієї σ- і двох π-зв'язків.

Властивості ковалентного зв'язку виражаються через такі характеристики, як енергія, довжина, полярність і поляризованість.

енергія зв'язку- це енергія, що виділяється при утворенні зв'язку або необхідна для роз'єднання двох пов'язаних атомів. Вона служить мірою міцності зв'язку: чим більше енергія, тим міцніше зв'язок (табл. 2.1).

довжина зв'язку- це відстань між центрами пов'язаних атомів. Подвійний зв'язок коротше одинарної, а потрійна коротше подвійний (див. Табл. 2.1). Зв'язки між атомами вуглецю, що знаходяться в різному стані гібридизації, мають загальну закономірність -

Таблиця 2.1.Основні характеристики ковалентних зв'язків

зі збільшенням частки s-орбіталі в гібридної орбіталі зменшується довжина зв'язку. Наприклад, в ряду сполук пропан CH3 CH 2 CH 3, пропен CH 3 CH \u003d CH 2, пропін CH 3 C \u003d CH довжина зв'язку CH 3 -C відповідно дорівнює 0,154; 0,150 і 0,146 нм.

полярність зв'язку обумовлена \u200b\u200bнерівномірним розподілом (поляризацією) електронної щільності. Полярність молекули кількісно оцінюють величиною її дипольного моменту. З дипольних моментів молекули можна обчислити дипольні моменти окремих зв'язків (див. Табл. 2.1). Чим більше дипольний момент, тим полярного зв'язку. Причиною полярності зв'язку служить відмінність в електронегативності пов'язаних атомів.

електронегативність характеризує здатність атома в молекулі утримувати валентні електрони. Зі збільшенням електронегативності атома зростає ступінь зміщення в його сторону електронів зв'язку.

Грунтуючись на значеннях енергії зв'язків, американський хімік Л. Полінг (1901-1994) запропонував кількісну характеристику відносної електронегативності атомів (шкала Полінга). У цій шкалі (ряду) типові елементи-органогени розташовуються по відносній електронегативності (для порівняння наведені два металу) в такий спосіб:

Електронегативність не є абсолютною константою елемента. Вона залежить від ефективного заряду ядра, виду гібридизації АТ і впливу заступників. Наприклад, електронний торгівельний атома вуглецю, що знаходиться в стані sp 2 - або sp-гібридизації, вище, ніж в стані sp 3-гібридизації, що пов'язано зі збільшенням частки s-орбіталі в гібридної орбіталі. При переході атомів з sp 3 - в sp 2 - і далі в sp-гібрідізованное стан поступово зменшується протяжність гібридної орбіталі (особливо в напрямі, який забезпечує найбільшу перекривання при утворенні σ-зв'язку), а це означає, що в такій же послідовності максимум електронної щільності розташовується все ближче до ядра відповідного атома.

У разі неполярной або практично неполярной ковалентного зв'язку різницю в електронегативності пов'язаних атомів дорівнює нулю або близька до нуля. Зі збільшенням різниці в електронегативності зростає полярність зв'язку. При різниці до 0,4 говорять про слабо полярної, більше 0,5 - про сильно полярним ковалентним зв'язку і більше 2,0 - про іонної зв'язку. Полярні ковалентні зв'язки схильні до гетеролітичні розриву

(Див. 3.1.1).

поляризуемость зв'язку виражається в зміщенні електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, В тому числі і інший реагує частки. Поляризуемость визначається рухливістю електронів. Електрони тим більш рухливими, ніж далі вони знаходяться від ядер атомів. За поляризуемости π-зв'язок значно перевершує σ-зв'язок, так як максимум електронної щільності π-зв'язку розташовується далі від пов'язують ядер. Поляризуемость значною мірою визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.

2.2.2. Донорно-акцепторні зв'язки

Перекриття двох одноелектронних АТ - НЕ єдиний шлях утворення ковалентного зв'язку. Ковалентний зв'язок може утворюватися при взаємодії двухелектронной орбіталі одного атома (донора) з вакантною орбиталью іншого атома (акцептора). Донорами служать сполуки, що містять або орбіталі з неподіленої парою електронів, або π-МО. Носіями неподіленого пар електронів (n-електронів, від англ. non-bonding)є атоми азоту, кисню, галогенів.

Неподіленого пари електронів грають важливу роль в прояві хімічних властивостей сполук. Зокрема, вони відповідальні за здатність з'єднань вступати в донорно-акцепторна взаємодію.

Ковалентен зв'язок, що утворюється за рахунок пари електронів одного з партнерів по зв'язку, називається донорно-акцепторної.

Новоутворена донорно-акцепторні зв'язок відрізняється тільки способом освіти; за властивостями вона однакова з іншими ковалентними зв'язками. Атом-донор при цьому набуває позитивний заряд.

Донорно-акцепторні зв'язки характерні для комплексних сполук.

2.2.3. водневі зв'язку

Атом водню, пов'язаний з сильно електронегативний елементом (азотом, киснем, фтором і ін.), Здатний взаємодіяти з неподіленої парою електронів іншого досить електронегативного атома цієї ж або іншої молекули. В результаті виникає воднева зв'язок, що є різновидом донорно-

акцепторного зв'язку. Графічно водневу зв'язок зазвичай позначають трьома крапками.

Енергія водневого зв'язку невелика (10-40 кДж / моль) і в основному визначається електростатичним взаємодією.

міжмолекулярні водневі зв'язку обумовлюють асоціацію органічних сполук, наприклад спиртів.

Водневі зв'язки впливають на фізичні (температури кипіння і плавлення, в'язкість, спектральні характеристики) і хімічні (кислотно-основні) властивості з'єднань. Так, температура кипіння етанолу C2 H 5 OH (78,3 ° С) значно вище, ніж має однакову з ним молекулярну масу диметилового ефіру CH 3 OCH 3 (-24? C), що не асоційованого за рахунок водневих зв'язків.

Водневі зв'язки можуть бути і внутрішньомолекулярними. Такий зв'язок в аніоні саліцилової кислоти призводить до підвищення її кислотності.

Водневі зв'язки відіграють важливу роль у формуванні просторової структури високомолекулярних сполук - бел ков, полісахаридів, нуклеїнових кислот.

2.3. Парні системи

Ковалентний зв'язок може бути локалізованої і делокалізованной. Локалізованої називають зв'язок, електрони якої фактично поділені між двома ядрами пов'язують атомів. Якщо електрони зв'язку поділені більш ніж між двома ядрами, то говорять про делокалізованной зв'язку.

Делокалізованних зв'язок - це ковалентний зв'язок, молекулярна орбіталь якої охоплює більше двох атомів.

Делокалізованних зв'язку в більшості випадків є π-зв'язками. Вони характерні для пов'язаних систем. У цих систе- мах здійснюється особливий вид взаємного впливу атомів - сполучення.

Сполучення (Мезомерія, від грец. mesos- середній) - це вирівнювання зв'язків і зарядів в реальному молекулі (частці) в порівнянні з ідеальною, але не існуючою структурою.

Беруть участь в сполученні делокалізованних р-орбіталі можуть належати або двом π-зв'язків і більш, або π-зв'язку і одного атома з р-орбиталью. Відповідно до цього розрізняють π, π-спряження і ρ, π-спряження. Система сполучення може бути відкритою або замкнутою і містити не тільки атоми вуглецю, а й гетероатоми.

2.3.1. Системи з відкритим ланцюгом сполучення

π,π -Сопряженіе.Найпростішим представником π, π-сполучених систем з вуглецевої ланцюгом служить бутадієн-1,3 (рис. 2.6, а). Атоми вуглецю і водню і, отже, все σ-зв'язку в його молекулі лежать в одній площині, утворюючи плоский σ-скелет. Атоми вуглецю знаходяться в стані sр 2-гібридизації. Негібрідізованние р-АТ кожного атома вуглецю розташовані перпендикулярно площині σ-скелета і паралельно один одному, що є необхідною умовою для їх перекривання. Перекриття відбувається не тільки між р-АТ атомів С-1 і С-2, С-3 і С-4, але і між р-АТ атомів С-2 і С-3, в результаті чого утворюється охоплює чотири атома вуглецю єдина π -система, т. е. виникає делокалізованних ковалентний зв'язок (див. рис. 2.6, б).

Мал. 2.6.Атомно-орбітальна модель молекули бутадієну-1,3

Це відбивається в зміні довжин зв'язків в молекулі. Довжина зв'язку С-1-С-2, а також С-3-С-4 в бутадієном-1,3 кілька збільшена, а відстань між С-2 і С-3 укорочено в порівнянні зі звичайними подвійними і одинарними зв'язками. Іншими словами, процес делокалізації електронів призводить до вирівнювання довжин зв'язків.

вуглеводні з великим числом зв'язаних подвійних зв'язків поширені в рослинному світі. До них відносяться, наприклад, каротини, що зумовлюють забарвлення моркви, томатів і т. П.

Відкрита система сполучення може включати і гетероатоми. прикладом відкритих π, π-сполучених систем з гетероатомом в ланцюзіможуть служити α, β-ненасичені карбонільні сполуки. Наприклад, альдегидная група в Акролеїн CH2 \u003d CH-CH \u003d O є- ється учасником ланцюга сполучення трьох sр 2 -гібрідізованних атомів вуглецю і атома кисню. Кожен з цих атомів вносить до єдиної π-систему по одному р-електрону.

pn-Сполучення.Цей вид сполучення найчастіше проявляється в сполуках, що містять структурний фрагмент -CH \u003d CH-X, де X - гетероатомом, що має неподеленную пару електронів (перш за все O або N). До них відносяться, наприклад, вінілові ефіри, в молекулах яких здійснюється сполучення подвійного зв'язку з р-орбіталей атома кисню. Делокалізованних трехцен- тров зв'язок утворюється шляхом перекривання двох р-АТ sр 2 -гіб- рідізованних атомів вуглецю і одного р-АТ гетероатома з парою і-електронів.

Освіта аналогічної делокалізованной трехцентровой зв'язку мається на карбоксильної групі. Тут в сполученні беруть участь π-електрони зв'язку С \u003d О і n-електрони атома кисню групи ОН. До зв'язаних систем з повністю вирівняними зв'язками і зарядами ставляться негативно заряджені частинки, наприклад ацетат-іон.

Напрямок зміщення електронної щільності позначається зігнутої стрілкою.

Існують і інші графічні способи відображення результатів сполучення. Так, структура ацетат-іона (I) передбачає, що заряд рівномірно розподілений по обох атомам кисню (як показано на рис. 2.7, що відповідає дійсності).

Структури (II) і (III) застосовуються в теорії резонансу.Відповідно до цієї теорії реальна молекула або частка описується набором певних так званих резонансних структур, які відрізняються один від одного тільки розподілом електронів. У сполучених системах основний внесок в резонансний гібрид вносять структури з різним розподілом π-електронної щільності (двостороння стрілка, що зв'язує ці структури, є спеціальним символом теорії резонансу).

Граничні (граничні) структури насправді не існують. Однак вони в тій чи іншій мірі «вносять вклад» в реальний розподіл електронної щільності в молекулі (частці), яку подають як резонансного гібрида, що виходить шляхом накладення (суперпозиції) граничних структур.

В ρ, π-сполучених системах з уг- леродной ланцюгом сполучення може здійснюватися при наявності поруч з π-зв'язком атома вуглецю з негібрідізованной р-орбиталью. Такими системами можуть бути проміжні частинки - карбаніони, карбокатіони, вільні радикали, наприклад, аллільной структури. Вільнорадикальні аллільних фрагменти грають важливу роль в процесах пероксиду окислення ліпідів.

У аллил-аніоні CH 2 \u003d CH-CH 2 sр 2 -гібрідізованний атом вуглецю С-3 поставляє в загальну сполучену

Мал. 2.7.Карта електронної щільності групи COONa в пе- ніцілліне

систему два електрона, в аллільном радикала CH2 \u003d CH-CH 2 + - один, а в аллільном карбокатіон CH2 \u003d CH-CH 2 + не постачає жодного. В результаті при перекривання p-АТ трьох sp 2 -гібрідізованних атомів вуглецю утворюється делокалізованних трехцентровая зв'язок, що містить чотири (в карбаніони), три (у вільному радикал) і два (в карбокатіон) електрона відповідно.

Формально атом С-3 в аллил-катіоні несе позитивний заряд, в аллільном радикал - неспарених електронів, а в аллил-аніоні - негативний заряд. Насправді в таких пов'язаних системах є делокализация (розосередження) електронної щільності, що призводить до вирівнювання зв'язків і зарядів. Атоми С-1 і С-3 в цих системах рівноцінні. Наприклад, в аллил-катіоні кожен з них несе позитивний заряд+1/2 і пов'язаний "полуторної" зв'язком з атомом С-2.

Таким чином, поєднання призводить до істотного відмінності в розподілі електронної щільності в реальних структурах у порівнянні зі структурами, зображуваними звичайними формулами будови.

2.3.2. Системи з замкнутої ланцюгом сполучення

Циклічні пов'язані системи становлять великий інтерес як група сполук з підвищеною термодинамічної устой- чівості в порівнянні з сполученими відкритими системами. Ці сполуки мають і іншими особливими властивостями, сукупність яких об'єднують загальним поняттям ароматичность.До них відносяться здатність таких формально ненасичених сполук

вступати в реакції заміщення, а не приєднання, стійкість до дії окислювачів і температури.

Типовими представниками ароматичних систем є арени і їх похідні. Особливості електронної будови арома тичних вуглеводнів наочно проявляються в атомно-орбітальної моделі молекули бензолу. Каркас бензолу утворюють шість sp 2 -гібрі- дізованних атомів вуглецю. Все σ-зв'язку (C-C і C-H) лежать в одній площині. Шість негібрідізованних р-АТ розташовані перпендикулярно площині молекули і паралельно один одному (рис. 2.8, а). кожна р-АТ в рівній мірі може перекриватися з двома сусідніми р-АТ. В результаті такого перекриття виникає єдина делокалізованних π-система, найбільша електронна щільність в якій знаходиться над і під площиною σ-скелета і охоплює всі атоми вуглецю циклу (див. Рис. 2.8, б). π-Електронна щільність рівномірно розподілена по всій циклічній системі, що позначається кружком або пунктиром всередині циклу (див. рис. 2.8, в). Все зв'язку між атомами вуглецю в бензольному кільці мають однакову довжину (0,139 нм), проміжну між довжинами одинарної і подвійний зв'язків.

На підставі квантовомеханических розрахунків встановлено, що для утворення таких стабільних молекул плоска циклічна система повинна містити (4n + 2) π-електронів, де n\u003d 1, 2, 3 і т. Д. (Правило Хюккеля, 1931). З урахуванням цих даних можна конкретизувати поняття «ароматичность».

З'єднання ароматичності, якщо воно має плоский цикл і сполученуπ -електронну систему, яка охоплювала б усі атоми циклу і що містить(4n+ 2) π-електронів.

Правило Хюккеля можна застосувати до будь-яких плоским конденсованими системам, в яких немає атомів, які є загальними більш ніж для

Мал. 2.8.Атомно-орбітальна модель молекули бензолу (атоми водню опущені; пояснення в тексті)

двох циклів. Такі сполуки з конденсованими бензольними ядрами, як нафталін і інші, відповідають критеріям ароматичности.

Стійкість пов'язаних систем. Освіта сполученої і особливо ароматичної системи - енергетично вигідний процес, так як при цьому збільшується ступінь перекривання орбіталей і відбувається делокализация (розосередження) р-електронів. У зв'язку з цим пов'язані і ароматичні системи мають підвищену термодинамічної стійкістю. Вони містять менший запас внутрішньої енергії і в основному стані займають більш низький енергетичний рівень у порівнянні з непарного системами. За різницею цих рівнів можна кількісно оцінити термодинамічну стійкість сполученого з'єднання, т. Е. Його енергію сполучення(Енергію делокализации). Для бутадієну-1,3 вона невелика і складає близько 15 кДж / моль. Зі збільшенням довжини сполученої ланцюга енергія сполучення і відповідно термодинамічна стійкість з'єднань зростають. Енергія сполучення для бензолу набагато більше і становить 150 кДж / моль.

2.4. Електронні ефекти заступників 2.4.1. індуктивний ефект

Полярна σ-зв'язок в молекулі викликає поляризацію найближчих σ-зв'язків і веде до виникнення часткових зарядів на сусідніх атомах *.

Заступники викликають поляризацію не тільки «своєї», а й сусідніх σ-зв'язків. Цей вид передачі впливу атомів називають індуктивним ефектом (/ -ефект).

Індуктивний ефект - передача електронного впливу заступників в результаті зсуву електронів σ-зв'язків.

Через слабку поляризуемости σ-зв'язку індуктивний ефект загасає через три-чотири зв'язку в ланцюзі. Його дія найбільш сильно проявляється по відношенню до атому вуглецю, сусіднього з тим, у якого знаходиться заступник. Напрямок індуктивного ефекту заступника якісно оцінюється шляхом його порівняння з атомом водню, індуктивний ефект якого прийнято за нуль. Графічно результат / -ефекту зображують стрілкою, яка відповідає положенням валентної риски і спрямованої вістрям у бік більш електронегативного атома.

/ В \\сильніше, ніж атом водню, проявляєнегативнийіндуктів- ний ефект (- / - ефект).

Такі заступники в цілому знижують електронну щільність системи, їх називають електроноакцепторними.До них відноситься більшість функціональних груп: OH, NH2, COOH, NO 2 і катіонних груп, наприклад -NH3+.

Заступник, смещающий в порівнянні з атомом водню електронну щільністьσ -зв'язку в сторону атома вуглецю ланцюга, виявляєпозитивнийіндуктивний ефект (+/- ефект).

Такі заступники підвищують електронну щільність в ланцюзі (або кільці) і називаються електронодонорними.До їх числа відносяться алкіли, що знаходяться у sр 2 -гібрідізованного атома вуглецю, і аніонні центри в заряджених частинках, наприклад -О -.

2.4.2. мезомерний ефект

У сполучених системах в передачі електронного впливу основну роль грають π-електрони делокалізованних ковалентних зв'язків. Ефект, що виявляється в зміщенні електронної щільності делокалізованной (сполученої) π-системи, називають мезомерним (M-ефект), або ефектом сполучення.

Мезомерний ефект - передача електронного впливу заступників по сполученої системі.

При цьому заступник сам є учасником пов'язаною системи. Він може вносити в систему сполучення або π-зв'язок (карбонильная, карбоксильная групи та ін.), Або неподеленную пару електронів гетероатома (амино- і гідроксигрупи), або вакантну або заповнену одним електроном р-АТ.

Заступник, що підвищує електронну щільність в сполученої системі, виявляєпозитивниймезомерний ефект (+ М-ефект).

М-Ефектом володіють заступники, включаю щие атоми з неподіленої парою електронів (наприклад, аминогруппа в молекулі аніліну) або цілим негативним зарядом. Ці заступники здатні

до передачі пари електронів в загальну сполучену систему, т. е. є електронодонорними.

Заступник, понижуючий електронну щільність в сполученої системі, виявляєнегативниймезомерний ефект (-М- ефект).

М-Ефектом в сполученої системі мають атоми кисню або азоту, пов'язані подвійним зв'язком з атомом вуглецю, як показано на прикладі акрилової кислоти і бензальдегіду. Такі угруповання є електроноакцепторними.

Зсув електронної щільності позначається зігнутої стрілкою, початок якої показує, які р- або π-електрони зміщуються, а кінець - зв'язок або атом, до яких вони зміщуються. Мезомерний ефект, на відміну від індуктивного, передається по системі сполучених зв'язків на значно більшу відстань.

При оцінці впливу заступників на розподіл електронної щільності в молекулі необхідно враховувати результуюче дію індуктивного і мезомерного ефектів (табл. 2.2).

Таблиця 2.2.Електронні ефекти деяких заступників

Електронні ефекти заступників дозволяють дати якісну оцінку розподілу електронної щільності в Нереагуючі молекулі і прогнозувати її властивості.

Даний урок допоможе вам отримати уявлення про тему «Ковалентний зв'язок в органічних сполуках». Ви згадайте природу хімічних зв'язків. Дізнаєтеся про те, за рахунок чого утворюється ковалентний зв'язок, що є основою зв'язку з цим. На цьому уроці також розглядається принцип побудови формул Льюїса, розповідається про характеристики ковалентного зв'язку (полярності, довжині і міцності), пояснюється теорія А. Бутлерова, розповідається про те, що таке індуктивний ефект.

Тема: Введення в органічну хімію

Урок: Ковалентний зв'язок в органічних сполуках.

Властивості зв'язку (полярність, довжина, енергія, спрямованість)

Хімічна зв'язок має в основному електростатичний характер. Наприклад, молекула водню утворюється з двох атомів, тому що двом електронам енергетично вигідно перебувати в полі тяжіння двох ядер (протонів). Цей стан у вигляді молекули Н 2 має меншу енергію в порівнянні з двома окремими атомами водню.

більшість органічних речовин містять.

для освіти ковалентного зв'язку між двома атомами кожен атом зазвичай надає в загальне користування по одному електрону.

У спрощеній моделі використовується двухелектронних наближення, тобто всі молекули будуються на підставі підсумовування двох електронних зв'язків, характерних для молекули водню.

З точки зору закону взаємодії електричних зарядів (закон Кулона) електрони не можуть зблизитися з-за величезних сил електростатичного відштовхування. Але, згідно із законами квантової механіки, Електрони з протилежно спрямованими спинами взаємодіють один з одним і утворюють електронну пару.

Якщо ковалентний зв'язок позначати як пару електронів, одержимо ще один вид запису формули речовини - електронну формулу або формулу Льюїса

(Амер. Дж. Льюїс, 1916 г.). Мал. 1.

Мал. 1. Формули Льюїса

В органічних молекулах є не тільки одинарні зв'язки, але ще подвійні і потрійні. У формулах Льюїса їх позначають, відповідно, двома або трьома парами електронів. Мал. 2

Мал. 2. Позначення подвійною і потрійною зв'язків

Мал. 3. Ковалентная НЕ полярна зв'язок

Важливою характеристикою ковалентного зв'язку є її полярність. Зв'язок між однаковими атомами, наприклад в молекулі водню або між атомами вуглецю в молекулі етану неполярная - в ній електрони в рівній мірі належать обом атомам. Див. Рис. 3.

Мал. 4. Ковалентная полярна зв'язок

Якщо ж ковалентний зв'язок утворена різними атомами, то електрони в ній зміщені до більш електронегативного атома. Наприклад, в молекулі хлороводню електрони зміщені до атома хлору. На атомах виникають невеликі часткові заряди, які позначають d + і d-. Мал. 4.

Чим більше різниця між електронегативності атомів, тим більше полярна зв'язок.

Взаємний вплив атомів в молекулі призводить до того, що може відбуватися зсув електронів зв'язку, навіть якщо вони знаходяться між однаковими атомами.

Наприклад, в 1,1,1-тріфторетане CH 3 CF 3 електронегативні атоми фтору «стягують» на себе електронну щільність з атома вуглецю. Часто це позначають стрілочкою замість валентної риски.

В результаті у атома вуглецю, пов'язаного з атомами фтору, виникає нестача електронної густини, і він перетягує валентні електрони до себе. Таке зміщення електронної густини по ланцюгу зв'язків називаєтьсяіндуктивним ефектом заступників. Мал. 5.

Мал. 5. Зміщення електронної щільності в 1,1,1-тріфторетане

Довжина і міцність зв'язку

Важливими характеристиками ковалентного зв'язку є її довжина і міцність. Довжина більшості ковалентних зв'язків складає від 1 * 10 -10 м до 2 * 10 -10 м або від 1 до 2 в ангстремах (1 А \u003d 1 * 10 -10 м).

Міцність зв'язку - це енергія, яку потрібно затратити, щоб розірвати цей зв'язок. Зазвичай призводять величини розриву 1 моль або 6,023 * 10 23 зв'язків. Див. Табл. 1.

У свій час вважалося, що молекули можна зображувати структурними формулами, що лежать в площині паперу, і ці формули відображають, майже відображають, дійсну будову молекули. Але приблизно в середині 19 століття з'ясувалося, що це не так. Вперше до такого висновку прийшов, як я вже говорив на попередніх уроках, тоді ще студент Вант-Гофф. А зробив він це на підставі експериментів видатного французького біолога і хіміка Пастера.

Справа в тому, що Пастер займався вивченням солей винної кислоти. І йому, можна сказати, пощастило. Кристалізуючи змішану сіль винної кислоти, він під мікроскопом виявив, що у нього виходить, в общем-то, набір абсолютно однакових, дуже симпатичних кристалів. Але ці кристали легко розділити на дві групи, які ніяк не сумісні один з одним, а саме: всі кристали діляться на дві частини, одна з яких є дзеркальним відображенням іншої.

Так була вперше відкрита оптична, або дзеркальна,. Пастер зміг вручну пінцетом під мікроскопом розділити ці кристали і виявив, що всі хімічні властивості практично збігаються. Чи не збігається тільки одне, скоріше, фізичне властивість, А саме: розчини одного типу кристалів і йому дзеркального іншого типу кристалів по-різному обертали площину поляризації світла, що проходить через них.

Мал. 6. Моделі молекули метану

Для того щоб пояснити результати експериментів Пастера, Вант-Гофф припустив, що атом вуглецю знаходиться завжди в неплоскому оточенні, причому це не плоске оточення не має ні центру, ні площині симетрії. Тоді атом вуглецю, з'єднаний з 4 іншими різними фрагментами молекули, які не однаковими між собою, повинен володіти дзеркальною симетрією. Саме тоді Вант-Гофф припустив тетраедричну будова атома вуглецю. Оптична ізомерія слідувала з цього припущення. В результаті вдалося пояснити просторову будову органічних сполук. Мал. 6.

Але вчені зіткнулися з ще однією загадкою, яку не вдалося вирішити до сих пір. Справа в тому, що в природі органічні сполуки, які утворюються дійсно в органічній живої матерії, як правило, містять левовращающіе, мається на увазі площину поляризації світла, що проходить, амінокислоти і правообертальні цукру. У той час як при будь-якому органічному синтезі обов'язково виходить суміш таких ізомерів.

Причина такої вибірковості живої природи не ясна до сих пір. Але це не заважає вченим продовжувати синтезувати все нові органічні сполуки і вивчати їх властивості.

В намальованих на площині формулах не відбивається просторове розташування атомів відносно один одного. Однак тетраедричну будова атома вуглецю в молекулах з одинарними зв'язками призводить до існування оптичної ізомерії

Підбиття підсумку уроку

Ви отримали уявлення про тему «Ковалентний зв'язок в органічних сполуках». Ви згадали природу хімічних зв'язків. Дізналися про те, за рахунок чого утворюється ковалентний зв'язок, що є основою зв'язку з цим. Розглянули принцип побудови формул Льюїса. Дізналися про характеристики ковалентного зв'язку (полярності, довжині і міцності), що таке індуктивний ефект.

Список літератури

1. Рудзитис Г.Є. Хімія. основи загальної хімії. 10 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень / Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е видання. - М .: Просвещение, 2012.

2. Хімія. 10 клас. профільний рівень: Навч. для загальноосвіт. установ / В.В. Єрьомін, Н.Є. Кузьменко, В.В. Лунін та ін. - М .: Дрофа, 2008. - 463 с.

3. Хімія. 11 клас. Профільний рівень: навч. для загальноосвіт. установ / В.В. Єрьомін, Н.Є. Кузьменко, В.В. Лунін та ін. - М .: Дрофа, 2010. - 462 с.

4. Хомченко Г.П., Хомченко І.Г. Збірник завдань з хімії для вступників до вузів. - 4-е изд. - М .: РІА « Нова хвиля»: Видавець Умеренков, 2012. - 278 с.

Домашнє завдання

1. №№ 12, 15 (с. 11) Рудзитис Г.Є., Фельдман Ф.Г. хімія: Органічна хімія. 10 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень / Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е видання. - М .: Просвещение, 2012.

2. Складіть структурні і електронні формули етану С 2 Н 6, етена З 2 Н 4, пропіну З 3 Н 8.

3. Наведіть приклади з неорганічної хімії, що показують, що атоми в молекулі впливають один на одного і їх властивості при цьому змінюються.

Реакційна здатність органічних сполук зумовлена \u200b\u200bтипом хімічних зв'язків і взаємним впливом атомів в молекулі. Ці фактори в свою чергу визначаються взаємодією атомних орбіталей (АО).

Частина простору, в якому ймовірність знаходження електрона максимальна, називається атомної орбиталью.

У органічної хімії широко використовується уявлення про гібридних орбіталях атома вуглецю та інших елементів. Поняття про гібридизації орбіталей необхідно в тих випадках, коли число неспарених електронів в основному стані атома менше числа утворюваних нею зв'язків. Постулюється, що різні атомні орбіталі близькою енергії взаємодіють між собою з утворенням гібридних орбіталей однакової енергії. Гібридні орбіталі за рахунок великого перекривання забезпечують освіту більш міцного зв'язку, ніж негібрідізованние орбіталі. Залежно від числа вступили в гібридизацію орбіталей атом вуглецю може знаходиться в трьох видах гібридизації:

1. Перше валентний стан, sp3-гібридизація (тетраедричних)

В результаті лінійної комбінації (змішування) чотирьох АТ порушеної атома вуглецю (однієї 2s і трьох 2p) виникають чотири рівноцінні sp 3 -гібрідние орбіталі, спрямовані в просторі до вершин тетраедра під кутами 109,5 ?. За формою гібридна орбіталь являє об'ємну вісімку, одна з лопості якої значно більша за іншу.

2. Друге валентний стан, sp2 - гібридизація (трикутна)

Виникає в результаті зсуву однієї 2s і двох 2p атомних орбіталей. Утворилися три sp 2 - гібридні орбіталі, розташовуються в одній площині під кутом 120? один до одного, а негібрідізованная p - АТ - в перпендикулярній до неї площині. У стані sp 2 - гібридизації атом вуглецю знаходиться в молекулах алкенів, карбонильной і карбоксильної групах

3. Третє валентний стан, sp - гібридизація

Виникає в результаті змішування однієї 2s і однієї 2p АТ. Утворилися дві sp гібридні орбіталі розташовані лінійно, а дві p - орбіталі в двох взаємно площинах. Атом вуглецю в sp гібридному стані знаходиться в молекулах алкинов і нітрилів

Можливі три типи зв'язків, що з'єднують окремі атоми елементів в з'єднанні - електростатичні, ковалентні і металеві.

До електростатичним відноситься перш за все іонна зв'язок, яка виникає, коли один атом передає іншому електрон або електрони, а які утворилися іони притягуються один до одного.

Для органічних сполук характерні в основному ковалентні зв'язки. Ковалентний зв'язок - це хімічний зв'язок, утворена за рахунок усуспільнення електронів пов'язують атомів.

Для квантовомеханічного опису ковалентного зв'язку використовують два основних підходи: метод валентних зв'язків (ВС) і метод молекулярних орбіталей (МО). хімічний ковалентний молекула

В основі методу ВС лежить уявлення про спарюванні електронів, що відбувається при перекривання атомних орбіталей. Узагальнена пара електронів з протилежними спинами утворює між ядрами двох атомів область з підвищеною електронною щільністю, що притягують обидва ядра. Виникає двухелектронная ковалентний зв'язок. За методом ВС атомні орбіталі зберігають свою індивідуальність. Тому обидва спарених електрона залишаються на атомних орбіталях пов'язаних атомів, т. Е. Вони локалізуються між ядрами.

У початковій стадії розвитку електронної теорії (Льюїс) було висунуто уявлення про ковалентного зв'язку як усуспільненої парі електронів. Для пояснення властивостей різних атомів утворювати певне число ковалентних зв'язків було сформульовано правило октету. Згідно з ним при утворенні молекул з атомів 2 періоду періодичної системи Д.І. Менделєєва відбувається заповнення зовнішньої оболонки з утворенням стійкої 8ми електронної системи (оболонки інертного газу). Чотири електронні пари можуть утворювати ковалентні зв'язки або находистя у вигляді неподіленого електронних пар.

При переході до елементів третього і наступних періодів првило октету втрачає свою силу, т. К. З'являються досить низькі по енергії d-орбіталі. Тому атоми вищих періодів можуть утворювати більш чтирех ковалентних зв'язків. Припущення Льюїса про хімічного зв'язку як про обществленной парі електронів носило суто якісний характер.

За методом МО електрони зв'язки не локалізовані на АТ певних атомів, а знаходяться на МО, що представляють собою лінійну комбінацію атомних орбіталей (ЛКАО) всіх атомів, що складають молекулу. Число утворюються МО дорівнює числу перекривають АТ. Молекулярна орбіталь - це, як правило, багатоцентрових орбиталь і заповнюють її електрони делокалізованних. Заповнення МО електронами відбувається з дотриманням принципу Паулі. МО, отримана складанням хвильових функцій атомних орбіталей і має більш низьку енергію, ніж утворюють її АТ, називається зв'язує. Знаходження електронів на цій орбіталі знижує загальну енергію молекули і забезпечує зв'язування атомів. МО з високою енергією, Отримана вирахуванням хвильових функцій, називається розпушують (антісвязивающей). Для розпушують орбіталі ймовірність знаходження електронів між ядрами дорівнює нулю. Ця орбиталь вакантна.

Крім зв'язують і розпушують існують ще несвязивающіе МО, що позначаються як n-МО. Вони утворені за участю АТ, несучих пару електронів, які беруть участі в утворенні зв'язку. Такі електрони ще називають вільними неподіленими парами або n-електронами (вони є на атомах азоту, кисню, галогенів).

Ковалентні зв'язки бувають двох типів: у-(сигма) і р- (пі) зв'язку.

у-Зв'язок - це зв'язок, утворена при осьовому перекривання будь-яких (s-, p- або гібридних sp- атомних орбіталей) з розташуванням максимуму перекривання на прямій, що сполучає ядра пов'язують атомів.

За методом МО у-перекривання призводить до виникнення двох МО: зв'язує у-МО і розпушують у * -МО.

р-Зв'язок - це зв'язок, утворена при бічному (латеральному) перекривання p-АТ, з розташуванням максимуму електронної щільності по обидві сторони від прямої, що з'єднує ядра атомів. За методом МО в результаті лінійної комбінації двох p-АТ утворюється зв'язує р-МО і розпушуються р * -МО.

Подвійний зв'язок є поєднанням у-, р- зв'язків, а потрійна однієї у- і двох р- зв'язків.

Основними характеристиками ковалентного зв'язку є енергія, довжина, полярність, поляризованість, спрямованість і насичуваність.

Енергія зв'язку це кількість енергії, що виділяється при утворенні зв'язку з цим чи необхідне для роз'єднання двох пов'язаних атомів. Чим більше енергія, тим міцніше зв'язок.

Довжина зв'язку це відстань між центрами пов'язаних атомів. Подвійний зв'язок коротше одинарної, а потрійна - коротше подвійний.

Полярність зв'язку обумовлюється нерівномірним розподілом (поляризацією) електронної щільності, причина якої в розходженні електроотріцательностей пов'язаних атомів. Зі збільшенням різниці в електронегативності пов'язаних атомів полярність зв'язку зростає. Таким чином, можна уявити перехід від неполярной ковалентного зв'язку через полярну до іонної зв'язку. Полярні ковалентні зв'язки схильні до гетеролітичні розриву.

Поляризуемость зв'язку це міра зсуву електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, в тому числі і інший реагує частки. Поляризуемость визначається рухливістю електронів. Електрони тим більш рухливими, ніж далі вони знаходяться від ядер.

У органогенов (вуглець, азот, кисень, сірка, галогени) в освіті у - зв'язку енергетично більш вигідним є участь гібридних орбіталей, що забезпечують більш ефективне перекривання.

Перекриття двох одноелектронних АТ не єдиний шлях утворення ковалентного зв'язку. Ковалентний зв'язок може утворюватися при взаємодії заповненої двухелектронной орбіталі (донор) з вакантною орбиталью (акцептор). Донорами служать сполуки, що містять або орбіталі з неподіленої парою електронів, або р - МО. Ковалентний зв'язок, що утворюється за рахунок електронної пари одного атома, називається донорно-акцепторної або координаційної.

Різновидом донорно-акцепторного зв'язку служить Семиполярний зв'язок. Наприклад, в нітрогрупп одночасно з утворенням ковалентного зв'язку за рахунок неподіленої пари електронів азоту на пов'язаних атомах виникають протилежні за знаком заряди. За рахунок електростатичного притягання між ними виникає іонний зв'язок. Результуюче поєднання ковалентного і іонної зв'язку називається Семиполярний зв'язком. Донорно-акцепторная зв'язок характерна для коплексного з'єднань. Залежно від типу донора розрізняють n- або р-комплекси.

Атом водню, пов'язаний з сильно електронегативний атомом (N, O, F) електронодефіцітен і здатний взаємодіяти з неподіленої парою електронів іншого сильно елетроотріцательного атома, що знаходиться або в тій же, або в іншій молекулі. В результаті виникає воднева зв'язок. Графічно воднева зв'язок позначається трьома крапками.

Енергія водневого зв'язку невелика (10 40 кДж / моль) і в основному визначається електростатичним взаємодією.

Міжмолекулярні водневі зв'язку обумовлюють асоціацію органічних сполук, що призводить до підвищення температури кипіння спиртів (t? Кип. C 2 H 5 OH \u003d 78,3? C; t? Кип. CH 3 OCH 3 \u003d -24? C), карбонових кислот і багатьох інших фізичних (t? пл, в'язкість) і хімічних (кислотно-основні) властивостей.

Можуть виникати і внутрішньо-молекулярні водневі зв'язку, наприклад в саліцилової кислоти, що призводить до підвищення її кислотності.

Молекула етилену плоска, кут між H - C - H зв'язку становить 120 ° С. Для того, щоб розірвати p - р - подвійну зв'язок і зробити можливим обертання навколо залишилася sp 2 - у-зв'язку, необхідно затратити значну кількість енергії; тому обертання навколо подвійного зв'язку утруднено і можливе існування цис-, транс-ізомерів.

Ковалентний зв'язок неполярна тільки при зв'язуванні однакових або близьких по електронегативності атомів. При з'єднанні електронів щільність ковалентного зв'язку зміщена в бік більш електронегативного атома. Такий зв'язок поляризована. Поляризація не обмежується тільки однієї у - зв'язком, а поширюється по ланцюгу і веде до появи на атомах часткових зарядів (у)

Таким чином заступник «Х» викликає поляризацію не тільки своєю у - зв'язку з атомом вуглецю, але передає вплив (проявляє ефект) і на сусідні у - зв'язку. Такий вид електронного впливу називається індуктивним і позначається j.

Індуктивний ефект - це передача електронного впливу заступника по ланцюгу у - зв'язків.

Напрямок індуктивного ефекту заступника прийнято якісно оцінювати порівнянням з атомом водню, індуктивний ефект якого прийнято за 0 (зв'язок C-H вважають практично неполярной).

Заступник Х, що притягає електронну щільність у - зв'язку сильніше, ніж атом водню, проявляє негативний індуктивний ефект -I. Якщо ж у порівнянні з атомом водню заступник Y збільшує електронну щільність в ланцюзі, то він проявляє позитивний індуктивний ефект, + I. Графічно індуктивний ефект зображується стрілкою, яка відповідає положенням валентної риски і спрямованої вістрям у бік більш електронегативного атома. + I ефектом володіють алкіли, атоми металів, аніони. Більшість заступників має -I ефектом. І тим більшим, чим вище електронний торгівельний атома, що утворює ковалентний зв'язок з атомом вуглецю. Ненасичені групи (всі без винятку) мають -I-ефект, величина якого зростає зі збільшенням кратних зв'язків.

Індуктивний ефект через слабку поляризуемости у-зв'язку загасає через три-чотири у-зв'язку в ланцюзі. Його дія найбільш сильно на перших двох найближчих до заступника атомах вуглецю.

Якщо в молекулі є пов'язані подвійні або потрійні зв'язки, виникає ефект сполучення (або мезомерний ефект; М-ефект).

Ефект сполучення - це передача електронного впливу заступника за системою р - зв'язків. Заступники, що підвищують електронну щільність в сполученої системі, проявляють позитивний ефект сполучення, + М-ефект. + М-ефект мають заступники, які містять атоми з неподіленої парою електронів або цілим негативним зарядом. Заступники, відтягують електронну щільність з пов'язаною системи, проявляють негативний (мезомерний) ефект сполучення, -М-ефект. До них відносяться ненасичені угруповання і позитивно заряджені атоми. Перерозподіл (зміщення) загального електронного хмари під дією М-ефекту графічно зображується вигнутими стрілками, початок яких показує, які p- або р-електрони зміщуються, а кінець - зв'язок або атом, до яких вони зміщуються

Мезомерний ефект (ефект сполучення) передається по системі сполучених зв'язків на значно більші расстлянія.

Ковалентний зв'язок може бути поляризована і делокалізованних.

Локалізована ковалентний зв'язок - електрони зв'язку поділені між двома ядрами пов'язують атомів.

Делокалізованних зв'язок - це ковалентний зв'язок, молекулярна орбіталь якої охоплює більше 2-х атомів. Це практично завжди р - зв'язку.

Сполучення (Мезомерія, mesos - середній) - явище вирівнювання зв'язків і зарядів в реальному молекулі (частці) в порівнянні з реальною, але не існуючою структурою.

Теорія резонансу - реальна молекула або частка описується набором певних, так званих резонансних структур, які відрізняються один від одного тільки розподілом електронної щільності.

Надіслати свою хорошу роботу в базу знань просто. Використовуйте форму, розташовану нижче

Студенти, аспіранти, молоді вчені, які використовують базу знань в своє навчання і роботи, будуть вам дуже вдячні.

Розміщено на http://allbest.ru

1. Гібридизація атомних орбіталей вуглецю

атомна орбіталь - це функція, яка описує щільність електронної хмари в кожній точці простору навколо ядра атома. Електронне хмара - це область простору, в якій з високою ймовірністю може бути виявлений електрон.

Для узгодження електронної будови атома вуглецю і валентності цього елемента користуються уявленнями про порушення атома вуглецю. У нормальному (не збудженому) стані атом вуглецю має два неспарених 2 р 2-електронів.

У збудженому стані (при поглинанні енергії) один з 2 s 2-електронів може переходити на вільну рорбіталь. Тоді в атомі вуглецю з'являється чотири неспарених електрона. На другому енергетичному рівні крім 2 sорбіталі є три 2 рорбіталі. ці 2 рорбіталі мають еліпсоїдну форму, схожу на гантелі, і орієнтовані в просторі під кутом 90 ° один до одного. 2 рОрбіталі позначають 2 р х, 2р y і 2 р z відповідно до осями, уздовж яких ці орбіталі розташовані.

При утворенні хімічних зв'язків електронні орбіталі набувають однакову форму.

Так, в граничних вуглеводнях змішуються одна sорбіталь і три рорбіталі атома вуглецю з утворенням чотирьох однакових (гібридних) sр 3 -орбіталей:

це - sр 3-гібридизація.

гібридизація - вирівнювання (змішування) атомних орбіталей ( s і р) З утворенням нових атомних орбіталей, званих гібридними орбиталями.

Тетраедрами (кути \u003d 109 ° 28?

sр 2 -гібридизація - змішування однієї s- і двох р-орбіталей. В результаті утворюються три гібридні sр 2 орбіталі.

ці sр 2 орбіталі розташовані в одній площині (з осями х, у) І спрямовані до вершин трикутника з кутом між орбиталями 120 °.

Негібрідізованная рорбіталь перпендикулярна до площини трьох гібридних sр 2 -орбіталей (орієнтована уздовж осі z).

Верхня половина рорбіталі знаходиться над площиною, нижня половина - під площиною.

Тип sр 2-гібридизації вуглецю буває у з'єднань з подвійним зв'язком:

С \u003d С, С \u003d О, С \u003d N.

Причому тільки одна з зв'язків між двома атомами (наприклад, С \u003d С) може бути -зв'язком. (Інші пов'язують орбіталі атома спрямовані в протилежні сторони.)

Друга зв'язок утворюється в результаті перекривання негібридних р-орбіталей по обидві сторони від лінії, що з'єднує ядра атомів.

Ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом бічного перекривання р-орбіталей сусідніх вуглецевих атомів, називається пі ( р) -зв'язком .

sр-гібридизація s- і однієї р sр-орбіталей. sрОрбіталі розташовані на одній лінії (під кутом 180 °) і спрямовані в протилежні сторони від ядра атома вуглецю. дві р у-зв'язків. На малюнку sрорбіталі показані вздовж осі y, А негібрідізованние дві р-орбіталі- уздовж осей х і z.

Потрійна вуглець-вуглецевий зв'язок С? З складається з у-зв'язку, що виникає при перекривання sp-гібрідних орбіталей, і двох р-зв'язків.

2. Реакції електрофільного заміщення атомів водню в ряду бензолу

1. Реакція галогенування. Реакція галогенування бензольного кільця здійснюється в присутності каталізаторів (найчастіше галогенідів заліза або алюмінію). Роль каталізатора полягає в освіті сільнополярізованного комплексу з галогеном: ФОРМУЛА. Крайній зліва атом хлору в комплексі стає електрононенасищенним в результаті поляризації зв'язку Cl - Cl і здатним до взаємодії з нуклеофільними реагентами (в даному випадку з бензолом):

д - комплекс отщепляет протон і перетворюється в продукт заміщення (хлорбензол). Протон взаємодіє з - з регенерацією хлориду алюмінію, утворюючи при цьому хлористий водень:

У разі надлишку галогену можуть бути отримані ді-і полігалогензамещенние, аж до повного заміщення всіх атомів водню в бензолі.

Пряме йодування в ароматичному ядрі не вдається провести через недостатню реакційної здатності йоду. Пряме фторування ароматичних вуглеводнів протікає настільки енергійно, що утворюється складна суміш продуктів, в якій цільові фторпохідні містяться в невеликих кількостях. Залежно від умов проведення реакції галогенування алкилбензолов галоген може заміщати атоми водню в бензольному кільці ( «на холоду» в присутності кислот Льюїса) або в бічному ланцюзі (при нагріванні або на світлі). В останньому випадку реакція йде по свободнорадикальному механізму, подібно механізму заміщення в алканах.

2. Реакція нітрування. Бензол повільно реагує з концентрованою азотною кислотою. Швидкість нітрування значно зростає, якщо реакцію нітрування проводити сумішшю концентрованих азотної та сірчаної кислот (зазвичай в співвідношенні 1: 2); цю суміш називають нитрующей.

Процес відбувається завдяки тому, що сірчана кислота, як сильніша, протонірует азотну кислоту, а що утворилася протонированная частка розкладається на воду і активний електрофільні реагент - нитроний-катіон (катіон нитрония).

Реакція нітрування бензолу є реакцією електрофільного заміщення і носить іонний характер. Спочатку відбувається утворення р-комплексу в результаті взаємодії електронів бензольного кільця з позитивно зарядженою часткою нитроний-катіона.

Потім відбувається перехід р-комплексу в у-комплекс. При цьому два р-електронів з шести йдуть на освіту ковалентного зв'язку С-NO2 +. Чотири -Електронна розподіляються між п'ятьма вуглецевими атомами бензольного кільця. Утворюється у-комплекс у вигляді нестійкого карбкатиона.

Нестійкий у-комплекс під впливом іона HSO4- втрачає протон з формуванням ароматичної структури нитробензола.

3. Реакція сульфування. Для введення сульфогрупи в бензольне кільце використовують запалену сірчану кислоту, т. Е. Містить надлишок сірчаного ангідриду (SO3). Електрофільної часткою є SO3. механізм сульфирования ароматичних з'єднань включає наступні стадії:

4. Реакція алкілування по Фриделю-Крафтс.Роль каталізатора (зазвичай AlCl3) в цьому процесі полягає в посиленні поляризації галогеналкіл з утворенням позитивно зарядженої частинки, яка вступає в реакцію електрофільного заміщення: ФОРМУЛА

3. Антрацен: будова і основні хімічні властивості

антрацен - з'єднання, молекула якого складається з трьох ароматичних кілець, що лежать в одній площині. Його отримують з антраценового фракції кам'яновугільної смоли, киплячій при 300 ... 350 ° С. У лабораторній практиці антрацен можна отримати

а) по реакції Фріделя-Крафтса:

б) по реакції Фіттіга:

У молекулі антрацену найбільш активні дев'яте і десяте положення, що знаходяться під впливом двох крайніх кілець. Антрацен легко вступає в реакції приєднання по цим положенням:

При дії окислювачів антрацен легко утворює Антрахінон, який широко використовується для синтезу барвників:

4. Парні дієни і способи їх синтезу

Дієнових вуглеводні (диенами) називають ненасичені вуглеводні, які мають дві подвійні зв'язку, загальної формули СnH2n-2.

Дві подвійні зв'язку в молекулі вуглеводню можуть бути розташовані по-різному. Якщо вони зосереджені у одного вуглецевого атома, їх називають кумулірованнимі: -C \u003d C \u003d C- Якщо дві подвійні зв'язку розділені однієї простої зв'язком, їх називають сполученими: -C \u003d C - C \u003d C- Якщо ж подвійні зв'язку розділені двома і більше простими зв'язками, то їх називають ізольованими: -C \u003d C- (CH2) n - C \u003d C-

5. Правила орієнтації в бензольному кільці

При вивченні реакцій заміщення в бензольному кільці було виявлено, що якщо в ньому вже міститься будь-якої заступник, то в залежності від його характеру другий вступає в певне положення. Таким чином, кожен заступник в бензольному кільці проявляє певний направляючий або орієнтує ефект. На положення знову вводиться заступника також впливає природа самого заступника, т. Е. Має діючий реагент електрофільне або нуклеофільного природу. Всі заступники за характером свого направляючого дії в діляться на дві групи.

Заступники першого родунаправляють вводиться групу в орто- і пара - положення:

До заступникам цього роду відносяться такі групи, розташовані в порядку убування своєї орієнтує сили: N (CH3) 2, NH2, OH, CH3 і інші алкіл, а також Cl, Br, I.

Заступники другого родув реакціях електрофільного заміщення направляють вводяться групи в мета-положення. До заступникам цього роду відносяться такі групи: - NO2, - C N, - SO3H, - CHO, - COOH.

6. Природа подвійного зв'язку і хімічні властивості етиленових з'єднань

За сучасними уявленнями дві зв'язку, що з'єднують два ненасичених вуглецевих атома, не однакові: одна з них є у-зв'язком, а інша р-зв'язком. Останній зв'язок менш міцна і «розривається» при реакціях приєднання.

Про нерівноцінність двох зв'язків в ненасичених сполуках каже, зокрема, порівняння енергії освіти простий і подвійний зв'язків. Енергія освіти простий зв'язку дорівнює 340 кДж / моль (приблизно 82 ккал / моль), а подвійний - 615 кДж / моль (приблизно 147 ккал / моль). Природно, що для розриву р-зв'язку витрачається менше енергії, ніж для розриву у-зв'язку. Таким чином, неміцність подвійного зв'язку пояснюється тим, що одна з двох зв'язків, що утворюють подвійну зв'язок, має інше електронне будова, ніж звичайні-зв'язку, і має меншу міцність.

назви олефінів зазвичай виробляють від назви відповідних граничних вуглеводнів, але закінчення - анзамінюється закінченням - Ілен.За міжнародною номенклатурою замість закінчення - Іленолефінам надають більш короткий закінчення - ен.

ізомерія олефінів залежить від ізомерії ланцюга атомів вуглецю, т. е. від того, чи є ланцюг неразветвленной або розгалуженою, і про тположенія подвійного зв'язку в ланцюзі. Існує ще й третя причина ізомерії олефінів: різне розташування атомів і атомних груп в просторі, т. Е. Стереоізомерія. Ізомерія, що залежить від різного розташування в просторі атомів і атомних груп, отримала назвупросторової ізомерії , абостереоизомерии .

геометрична , абоцис- ітранс-ізомерія , - це вид просторової ізомерії, що залежить від різного розташування атомів по відношенню до площини подвійного зв'язку.

Для позначення місця подвійного зв'язку (а також відгалужень в ланцюзі) згідно з міжнародною номенклатурою ІЮПАК нумерують атоми вуглецю найдовшою ланцюга, починаючи з того кінця, до якого ближче стоїть подвійний зв'язок. Таким чином, два ізомери бутилену, що володіють неразветвленной ланцюгом, будуть називатися бутен-1 і бутен-2:

1. Реакція гідрування. Ненасичені вуглеводні легко приєднують водень по подвійному зв'язку в присутності каталізаторів 67 (Pt, Pd, Ni). З Pt або Pd каталізатором реакція йде при 20 ... 100 ° С, з Ni - при більш високих температурах:

2. Реакція галогенування. Алкени при звичайних умовах приєднують галогени, особливо легко хлор і бром. В результаті утворюються дігалогенопроізводние алканів, що містять галогени у сусідніх атомів вуглецю, так звані віцінальние дігалогеналкани: CH

3CH \u003d CH2 + Cl2\u003e CH3CHClCH2Cl

3. Реакція приєднання галогенводородов. гідрогалогенірованіе

4. Реакція гідратації алкенів. У звичайних умовах алкени не реагують з водою. Але в присутності каталізаторів при нагріванні і тиску вони приєднують воду і утворюють спирти:

5. Реакція приєднання сірчаної кислоти. Взаємодія алкенов з сірчаною кислотою протікає аналогічно приєднанню галогенводородов. В результаті утворюються кислі ефіри сірчаної кислоти:

6. Реакція алкілування алкенов. Можливо каталітичне приєднання до алкенів алканів з третинним атомом вуглецю (каталізатори - H2SO4, HF, AlCl3 і BF3):

7. Реакція окислення алкенів. Алкени легко окислюються. Залежно від умов окислення утворюються різні продукти.Прі спалюванні на повітрі алкени перетворюються в діоксид вуглецю і воду: CH2 \u003d CH2 + 3O2\u003e 2CO2 + 2H2O.

При взаємодії алкенів з киснем повітря в присутності срібного каталізатора утворюються органічні окиси:

Аналогічно діють на етилен гідропероксид ацилов (реак- ція Прілежаєва):

Одна з найбільш характерних реакцій окислення - взаємодія алкенів з слаболужним розчином перманганату калію KMnO4 c утворенням двоатомних спиртів - гликолей (реакція Вагнера). Реакція протікає на холоду в такий спосіб:

Концентрірованнние розчини окислювачів (перманганат калію в кислому середовищі, Хромова кислота, азотна кислота) Розривають молекулу алкена по подвійному зв'язку з утворенням кетонів і кислот:

8. Реакція озонування алкенов.Вона також широко використовується для встановлення структури алкенов:

9. Реакції заміщення. Алкени в певних умовах здатні і до реакцій заміщення. Так, при високотемпературному (500 ... 550 ° С) хлорування алкенов відбувається заміщення водню в аллільном положенні:

10. Реакція полімеризації алкенів

СН2 \u003d СН2\u003e (-СН2 - СН2 -) n виходить поліетилен

11. Реакція ізомеризації. При високих температурах або в присутності каталізаторів алкени здатні изомеризоваться, при цьому відбувається або зміна будови вуглецевого скелета, або переміщення подвійного зв'язку:

7. Нафталін та його будову. правило Хюккеля

Вуглеводні нафталінового ряду є основним ароматичним вуглеводнем кам'яновугільної смоли. Існує велика кількість поліциклічних ароматичних сполук, в яких бензольні кільця мають загальні орторасположенние атоми вуглецю. Найбільш важливі з них - нафталін, антрацен і фенантрен. У антраценом кільця з'єднані лінійно, тоді як в фенантренов - під кутом на відміну від молекули бензолу не всі зв'язки в ядрі нафталіну мають однакову довжину:

правило Хюккеля : Ароматичної є плоска моноциклическими сполучена система, що містить (4n + 2) p-електронів (де n \u003d 0,1,2 ...).

Таким чином, ароматичними будуть плоскі циклічні пов'язані системи, що містять 2, 6,10, 14 і т.д. p-електронів.

8. Алкіни і sp-гібридизація атома вуглецю. Способи отримання алкинов

Вуглеводні ряду ацетилену мають загальну формулу

З nH2 n-2

Перший найпростіший вуглеводень цього ряду - ацетилен С2Н2. У структурній формулі ацетилену, як і у інших вуглеводнів етогоряда, міститься потрійний зв'язок:

Н - С? З - Н.

sр-гібридизація - це змішування (вирівнювання по формі і енергії) однієї s- і однієї р-орбіталей з утворенням двох гібридних sр-орбіталей. sрОрбіталі розташовані на одній лінії (під кутом 180 °) і спрямовані в протилежні сторони від ядра атома вуглецю.

дві рорбіталі залишаються негібрідізованнимі. Вони розміщені взаємно перпендикулярно напрямками у-зв'язків.

На малюнку sрорбіталі показані вздовж осі y, А негібрідізованние дві р-орбіталі- уздовж осей х і z.

Потрійна вуглець-вуглецевий зв'язок С? З складається з у-зв'язку, що виникає при перекривання sp-гібридних орбіталей, і двох р-зв'язків.

Карбід кальцію виробляють в промисловому масштабі нагріванням вугілля в електричних печах з негашеним вапном при температурі близько 2500 ° С по реакції

CaO + 3C\u003e CaC2 + CO.

Якщо на карбід кальцію подіяти водою, то він бурхливо розкладається з виділенням газу - ацетилену:

Більш новий промисловий метод отримання ацетилену - піроліз вуглеводнів, зокрема, метану, який при 1400 ° С дає суміш ацетилену з воднем:

2CH4\u003e H-C \u003d C-H + 3H2.

1. дегідрогалогенірованіе віцинальних дігалогеналканов

2. Реакція ацетіленід натрію з первинними алкилгалогенидами:

3. дегалогенірованіе віцинальних тетрагалогеналканов:

9. Методи отримання і хімічні властивості спиртів

Спирти - це похідні вуглеводнів, в яких один або кілька атомів водню заміщені на відповідне число гідроксильних груп (-ОН).

Загальна формула спиртів

де R - алкильная або заміщена алкільних група.

Характер радикала R, з яким пов'язана гідроксильна група, визначає граничність або ненасиченість спиртів, а кількість гідроксильних груп визначає його валентність: спирти бувають одноатомні, двоатомні, трьохатомні і багатоатомні.

Отримання: 1. Гідратація алкенів

2. Ферментативний гідроліз вуглеводів. Ферментативний гідроліз цукрів під дією дріжджів - найдавніший синтетичний хімічний процес - до сих пір має величезне значення для отримання етилового спирту.

При використанні крохмалю в якості вихідного матеріалу, Крім етилового спирту, утворюється ще (в менших кількостях) сивушні масла, що представляє собою суміш первинних спиртів, головним чином ізопентілового, ізопропілового і изобутилового.

3. Синтез метилового спирту:

4. Реакція гидроборирования-окислення алкенів:

5. Синтези спиртів за допомогою реактиву Гриньяра:

властивості: Хімічні властивості спиртів визначаються як будовою алкільного радикала, так і реакционноспособной гідроксильною групою. Реакції, що відбуваються за участю гідроксильної групи, можуть протікати або з розривом зв'язку С-ОН (360 кДж / моль), або з розривом зв'язку О-Н (429 кДж / моль) А. Розрив зв'язку С-ОН

1. Реакція з галогенводород:

ROH + HX\u003e RX + H2O.

Реакційна здатність зменшується в ряду: HI\u003e HBr\u003e HCl

2. Реакція з тригалогенидов фосфору:

3. Дегідратація спиртів в присутності водоотнимающих агентів:

Б. Розрив зв'язкуО-Н

4. Реакція спиртів з металами(Na, K, Mg, Al)

5. Освіта ефірів:

реакція етерефікаціі

6. Реакції окислення При окисленні спиртів хромової сумішшю або KMnO4 в розчині сірчаної кислоти склад продуктів залежить від характеру вуглецевого атома (первинний, вторинний або третинний), з яким пов'язана гідроксильна група: первинні спирти утворюють альдегіди, вторинні спирти - кетони.

9. Алкадіени і способи їх отримання

Дієнових вуглеводні (диенами) називають ненасичені вуглеводні, які мають дві подвійні зв'язку, загальної формули

Дві подвійні зв'язку в молекулі вуглеводню можуть бути розташовані по-різному.

Якщо вони зосереджені у одного вуглецевого атома, їх називають кумулірованнимі:

Якщо дві подвійні зв'язку розділені однієї простої зв'язком, їх називають сполученими:

Якщо ж подвійні зв'язку розділені двома і більше простими зв'язками, то їх називають ізольованими: -C \u003d C- (CH2) n - C \u003d C-

Дієни зазвичай отримують тими ж методами, що і прості алкени. Наприклад, найбільш важливий диен, бутадієн-1,3 (використовуваний для отримання синтетичного каучуку), отримують в США при дегидрировании бутану:

В СРСР застосовувався промисловий синтез бутадієну-1,3 за методом С.В. Лебедєва (1933) з етилового спирту при 400 ... 500 ° С над каталізатором MgO-ZnO:

Реакція включає наступні стадії: дегидрирование спирту до альдегіду, альдольної конденсацію ацетальдегіду, відновлення альдоль до бутандіолу-1,3 і нарешті дегідратацію спирту:

10. Електронегативність елементів і типи хімічних зв'язків

Елемктроотріцамтельность (ч) (відносна електронегативність) - фундаментальне хімічне властивість атома, кількісна характеристика здатності атома в молекулі зміщувати до себе загальні електронні пари, тобто здатність атомів відтягувати до себе електрони інших атомів.

Найвища ступінь електронегативності у галогенів і сильних окислювачів (p-елементів VII-групи, O, Kr, Xe), а низька - у активних металів (S-елементів I групи).

Іонна. Електронна конфігурація інертного газу для будь-якого атома може утворитися завдяки перенесенню електронів: атоми одного з елементів віддають електрони, які переходять до атомам іншого елемента.

В даному випадку між цими атомами утворюється так звана іонна (електровалентная, іонна) зв'язок.

Такого типу зв'язок виникає між атомами елементів, що володіють істотно різної електронегативність (наприклад, між типовим металом і типовим неметаллом).

Ковалентний зв'язок.При взаємодії атомів, рівних (атоми одного і того ж елемента) або близьких по електронегативності, перенесення електронів не відбувається. Електронна конфігурація інертного газу для таких атомів утворюється внаслідок узагальнення двох, чотирьох або шести електронів взаємодіючими атомами. Кожна з обобществленних пар електронів утворює одну ковалентну (гомеополярной) зв'язок:

Ковалентний зв'язок - найбільш поширений в органічній хімії тип зв'язку. Вона досить міцна.

Ковалентний зв'язок і відповідно молекула можуть бути неполярними, коли обидва пов'язаних атома мають однаковий спорідненістю до електрону (наприклад, Н: Н). Вона може бути полярної, коли електронна пара внаслідок більшого спорідненості до електрону одного з атомів відтягнута в його сторону:

При такому способі позначення + і - означають, що на атомі із позначкою - надлишкова електронна щільність, а на атомі із позначкою + електронна щільність дещо знижена в порівнянні з ізольованими атомами.

Донорно-акцепторная зв'язок. При взаємодії атомів, що мають неподіленого електронні пари з протоном або іншим атомом, у якого не вистачає до освіти октету (дублета) двох електронів, неподіленого електронних пара стає загальною і утворює між цими атомами нову ковалентний зв'язок.

При цьому атом, який чи електрони, називається донором, а атом, що приймає електрони, називається акцептором:

хімічний ковалентний бензоловий нафталін

У виникає йоні амонію утворилася ковалентний зв'язок відрізняється від зв'язків, які існували в молекулі аміаку, тільки способом освіти, по фізичних і хімічних властивостях всі чотири зв'язку N-H абсолютно ідентичні.

Семиполярний зв'язок.Цей різновид донорно-акцепторного зв'язку часто зустрічається в молекулах органічних сполук (наприклад, в нітросполуки, в сульфоксид і ін.).

Розміщено на Allbest.ru

подібні документи

Розвиток модельних уявлень в квантової хімії. Метод валентних зв'язків. Основні положення даного методу. Гібридизація атомних орбіталей і умови їх утворення. Правила вибору канонічних форм. Гібридизація атома вуглецю і гібридних орбіталей.

презентація, доданий 15.10.2013


Характеристика ковалентного зв'язку, поняття насичуваності, спрямованості і полярності. Гібридизація атомних орбіталей і іонна зв'язок. Міжмолекулярні хімічні зв'язки (вандерваальсови сили). Типи кристалічних решіток. Молекулярна структура льоду.

презентація, доданий 11.08.2013


Гібридизація - квантово-хімічний спосіб опису перебудови орбіталей атома в молекулі в порівнянні з вільним атомом. Зміна форми і енергії орбіталей атома при утворенні ковалентного зв'язку і досягнення більш ефективного перекривання орбіталей.

презентація, доданий 22.11.2013


Характеристика ковалентного зв'язку: насичуваність, спрямованість, полярність. Гібридизація атомних орбіталей. Іонна, молекулярна, воднева і металева хімічні зв'язки. Вандерваальсови сили, міжмолекулярної взаємодії; кристалічні решітки.

презентація, доданий 22.04.2013


Загальна характеристика вуглецю як хімічного елемента, Його основні властивості, особливості будови. Типи хімічних зв'язків: ковалентний, іонна і воднева. Способи розриву хімічного зв'язку. Електронні ефекти. Кислоти і підстави, їх порівняння.

контрольна робота, доданий 05.08.2013


Види спиртів, їх застосування, фізичні властивості (кипіння і розчинність в воді). Асоціати спиртів і їх будова. Способи отримання спиртів: гидрогенизация окису вуглецю, ферментація, бродіння, гідратація алкенів, оксімеркурірованіе-демеркурірованіе.

реферат, доданий 04.02.2009


Електронна будова і фізико-хімічні властивості спиртів. Хімічні властивості спиртів. Область застосування. Просторове та електронна будова, довжини зв'язків і валентні кути. Взаємодія спиртів з лужними металами. Дегідратація спиртів.

курсова робота, доданий 02.11.2008


Розвиток модельних уявлень в квантової хімії. Метод валентних зв'язків. Особливості опису гібридизації атомних орбіталей. Концепція резонансу. Правила вибору канонічних форм. Умови освіти молекулярних орбіталей і заповнення їх електронами.

презентація, доданий 22.10.2013


Хімічні властивості: реакції електрофільного заміщення, приєднання, гідрування і галогенування. Алкілування по Фриделю-Крафтс. Правила орієнтації в бензольному кільці. Вплив замісників в ядрі на і розподіл ізомерів при нитровании.

реферат, доданий 21.02.2009


Визначення спиртів, загальна формула, класифікація, номенклатура, ізомерія, фізичні властивості. Способи отримання спиртів, їх хімічні властивості та застосування. Отримання етилового спирту шляхом каталітичної гідратації етилену і бродіння глюкози.

Даний урок допоможе вам отримати уявлення про тему «Ковалентний зв'язок в органічних сполуках». Ви згадайте природу хімічних зв'язків. Дізнаєтеся про те, за рахунок чого утворюється ковалентний зв'язок, що є основою зв'язку з цим. На цьому уроці також розглядається принцип побудови формул Льюїса, розповідається про характеристики ковалентного зв'язку (полярності, довжині і міцності), пояснюється теорія А. Бутлерова, розповідається про те, що таке індуктивний ефект.

Тема: Введення в органічну хімію

Урок: Ковалентний зв'язок в органічних сполуках.

Властивості зв'язку (полярність, довжина, енергія, спрямованість)

Хімічна зв'язок має в основному електростатичний характер. Наприклад, молекула водню утворюється з двох атомів, тому що двом електронам енергетично вигідно перебувати в полі тяжіння двох ядер (протонів). Цей стан у вигляді молекули Н 2 має меншу енергію в порівнянні з двома окремими атомами водню.

Більшість органічних речовин містять.

для освіти ковалентного зв'язку між двома атомами кожен атом зазвичай надає в загальне користування по одному електрону.

У спрощеній моделі використовується двухелектронних наближення, тобто всі молекули будуються на підставі підсумовування двох електронних зв'язків, характерних для молекули водню.

З точки зору закону взаємодії електричних зарядів (закон Кулона) електрони не можуть зблизитися з-за величезних сил електростатичного відштовхування. Але, згідно із законами квантової механіки, електрони з протилежно спрямованими спинами взаємодіють один з одним і утворюють електронну пару.

Якщо ковалентний зв'язок позначати як пару електронів, одержимо ще один вид запису формули речовини - електронну формулу або формулу Льюїса

(Амер. Дж. Льюїс, 1916 г.). Мал. 1.

Мал. 1. Формули Льюїса

В органічних молекулах є не тільки одинарні зв'язки, але ще подвійні і потрійні. У формулах Льюїса їх позначають, відповідно, двома або трьома парами електронів. Мал. 2

Мал. 2. Позначення подвійною і потрійною зв'язків

Мал. 3. Ковалентная неполярний зв'язок

Важливою характеристикою ковалентного зв'язку є її полярність. Зв'язок між однаковими атомами, наприклад в молекулі водню або між атомами вуглецю в молекулі етану неполярная - в ній електрони в рівній мірі належать обом атомам. Див. Рис. 3.

Мал. 4. Ковалентная полярна зв'язок

Якщо ж ковалентний зв'язок утворена різними атомами, то електрони в ній зміщені до більш електронегативного атома. Наприклад, в молекулі хлороводню електрони зміщені до атома хлору. На атомах виникають невеликі часткові заряди, які позначають d + і d-. Мал. 4.

Чим більше різниця між електронегативності атомів, тим більше полярна зв'язок.

Взаємний вплив атомів в молекулі призводить до того, що може відбуватися зсув електронів зв'язку, навіть якщо вони знаходяться між однаковими атомами.

Наприклад, в 1,1,1-тріфторетане CH 3 CF 3 електронегативні атоми фтору «стягують» на себе електронну щільність з атома вуглецю. Часто це позначають стрілочкою замість валентної риски.

В результаті у атома вуглецю, пов'язаного з атомами фтору, виникає нестача електронної густини, і він перетягує валентні електрони до себе. Таке зміщення електронної густини по ланцюгу зв'язків називаєтьсяіндуктивним ефектом заступників. Мал. 5.

Мал. 5. Зміщення електронної щільності в 1,1,1-тріфторетане

Довжина і міцність зв'язку

Важливими характеристиками ковалентного зв'язку є її довжина і міцність. Довжина більшості ковалентних зв'язків складає від 1 * 10 -10 м до 2 * 10 -10 м або від 1 до 2 в ангстремах (1 А \u003d 1 * 10 -10 м).

Міцність зв'язку - це енергія, яку потрібно затратити, щоб розірвати цей зв'язок. Зазвичай призводять величини розриву 1 моль або 6,023 * 10 23 зв'язків. Див. Табл. 1.

У свій час вважалося, що молекули можна зображувати структурними формулами, що лежать в площині паперу, і ці формули відображають, майже відображають, дійсну будову молекули. Але приблизно в середині 19 століття з'ясувалося, що це не так. Вперше до такого висновку прийшов, як я вже говорив на попередніх уроках, тоді ще студент Вант-Гофф. А зробив він це на підставі експериментів видатного французького біолога і хіміка Пастера.

Справа в тому, що Пастер займався вивченням солей винної кислоти. І йому, можна сказати, пощастило. Кристалізуючи змішану сіль винної кислоти, він під мікроскопом виявив, що у нього виходить, в общем-то, набір абсолютно однакових, дуже симпатичних кристалів. Але ці кристали легко розділити на дві групи, які ніяк не сумісні один з одним, а саме: всі кристали діляться на дві частини, одна з яких є дзеркальним відображенням іншої.

Так була вперше відкрита оптична, або дзеркальна,. Пастер зміг вручну пінцетом під мікроскопом розділити ці кристали і виявив, що всі хімічні властивості практично збігаються. Чи не збігається тільки одне, скоріше, фізичне властивість, а саме: розчини одного типу кристалів і йому дзеркального іншого типу кристалів по-різному обертали площину поляризації світла, що проходить через них.

Мал. 6. Моделі молекули метану

Для того щоб пояснити результати експериментів Пастера, Вант-Гофф припустив, що атом вуглецю знаходиться завжди в неплоскому оточенні, причому це не плоске оточення не має ні центру, ні площині симетрії. Тоді атом вуглецю, з'єднаний з 4 іншими різними фрагментами молекули, які не однаковими між собою, повинен володіти дзеркальною симетрією. Саме тоді Вант-Гофф припустив тетраедричну будова атома вуглецю. Оптична ізомерія слідувала з цього припущення. В результаті вдалося пояснити просторову будову органічних сполук. Мал. 6.

Але вчені зіткнулися з ще однією загадкою, яку не вдалося вирішити до сих пір. Справа в тому, що в природі органічні сполуки, які утворюються дійсно в органічній живої матерії, як правило, містять левовращающіе, мається на увазі площину поляризації світла, що проходить, амінокислоти і правообертальні цукру. У той час як при будь-якому органічному синтезі обов'язково виходить суміш таких ізомерів.

Причина такої вибірковості живої природи не ясна до сих пір. Але це не заважає вченим продовжувати синтезувати все нові органічні сполуки і вивчати їх властивості.

В намальованих на площині формулах не відбивається просторове розташування атомів відносно один одного. Однак тетраедричну будова атома вуглецю в молекулах з одинарними зв'язками призводить до існування оптичної ізомерії

Підбиття підсумку уроку

Ви отримали уявлення про тему «Ковалентний зв'язок в органічних сполуках». Ви згадали природу хімічних зв'язків. Дізналися про те, за рахунок чого утворюється ковалентний зв'язок, що є основою зв'язку з цим. Розглянули принцип побудови формул Льюїса. Дізналися про характеристики ковалентного зв'язку (полярності, довжині і міцності), що таке індуктивний ефект.

Список літератури

1. Рудзитис Г.Є. Хімія. Основи загальної хімії. 10 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень / Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е видання. - М .: Просвещение, 2012.

2. Хімія. 10 клас. Профільний рівень: навч. для загальноосвіт. установ / В.В. Єрьомін, Н.Є. Кузьменко, В.В. Лунін та ін. - М .: Дрофа, 2008. - 463 с.

3. Хімія. 11 клас. Профільний рівень: навч. для загальноосвіт. установ / В.В. Єрьомін, Н.Є. Кузьменко, В.В. Лунін та ін. - М .: Дрофа, 2010. - 462 с.

4. Хомченко Г.П., Хомченко І.Г. Збірник завдань з хімії для вступників до вузів. - 4-е изд. - М .: РІА «Нова хвиля»: Видавець Умеренков, 2012. - 278 с.

Домашнє завдання

1. №№ 12, 15 (с. 11) Рудзитис Г.Є., Фельдман Ф.Г. Хімія: Органічна хімія. 10 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень / Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е видання. - М .: Просвещение, 2012.

2. Складіть структурні і електронні формули етану С 2 Н 6, етена З 2 Н 4, пропіну З 3 Н 8.

3. Наведіть приклади з неорганічної хімії, що показують, що атоми в молекулі впливають один на одного і їх властивості при цьому змінюються.