Art der chemischen Bindung zwischen Kohlenstoffatomen. Kovalente Bindungen, an denen ein Kohlenstoffatom beteiligt ist

Fortsetzung. Sehen Sie den Anfang in № 15, 16/2004

Lektion 5. Hybridisierung
Kohlenstoffatomorbitale

Eine kovalente chemische Bindung wird mithilfe gemeinsamer Bindungselektronenpaare gebildet, wie zum Beispiel:

Bilden Sie eine chemische Bindung, d.h. Nur ungepaarte Elektronen können mit einem „fremden“ Elektron eines anderen Atoms ein gemeinsames Elektronenpaar bilden. Beim Schreiben elektronischer Formeln befinden sich ungepaarte Elektronen einzeln in einer Orbitalzelle.
Atomorbital ist eine Funktion, die die Dichte der Elektronenwolke an jedem Punkt im Raum um den Atomkern herum beschreibt. Eine Elektronenwolke ist ein Raumbereich, in dem mit hoher Wahrscheinlichkeit ein Elektron nachgewiesen werden kann.
Um die elektronische Struktur des Kohlenstoffatoms und die Wertigkeit dieses Elements in Einklang zu bringen, werden Konzepte über die Anregung des Kohlenstoffatoms verwendet. Im normalen (unerregten) Zustand hat das Kohlenstoffatom zwei ungepaarte 2 R 2 Elektronen. Im angeregten Zustand (wenn Energie absorbiert wird) einer von 2 S 2 Elektronen können frei werden R-orbital. Dann erscheinen im Kohlenstoffatom vier ungepaarte Elektronen:

Erinnern wir uns daran, dass in der elektronischen Formel eines Atoms (zum Beispiel für Kohlenstoff 6 C – 1 S 2 2S 2 2P 2) Große Zahlen vor den Buchstaben – 1, 2 – geben die Nummer des Energieniveaus an. Briefe S Und R geben die Form der Elektronenwolke (Orbital) an, und die Zahlen rechts über den Buchstaben geben die Anzahl der Elektronen in einem bestimmten Orbital an. Alle S-sphärische Orbitale:

Auf dem zweiten Energieniveau außer 2 S-Es gibt drei Orbitale 2 R-Orbitale. Diese 2 R-Orbitale haben eine ellipsoide Form, ähnlich wie Hanteln, und sind im Raum in einem Winkel von 90° zueinander ausgerichtet. 2 R-Orbitale bezeichnen 2 p x, 2p y und 2 p z entsprechend den Achsen, entlang derer sich diese Orbitale befinden.

Bei der Bildung chemischer Bindungen nehmen die Elektronenorbitale die gleiche Form an. Also in gesättigten Kohlenwasserstoffen eins S-orbital und drei R-Orbitale des Kohlenstoffatoms zur Bildung von vier identischen (Hybrid-)Orbitalen sp 3-Orbitale:

Das - sp 3 -Hybridisierung.
Hybridisierung– Ausrichtung (Mischung) von Atomorbitalen ( S Und R) mit der Bildung neuer Atomorbitale genannt Hybridorbitale.

Hybridorbitale haben eine asymmetrische Form, die zum gebundenen Atom hin verlängert ist. Elektronenwolken stoßen sich gegenseitig ab und befinden sich im Weltraum möglichst weit voneinander entfernt. In diesem Fall sind es vier Achsen sp 3-Hybridorbitale Es stellt sich heraus, dass sie auf die Spitzen des Tetraeders (regelmäßige dreieckige Pyramide) gerichtet sind.
Dementsprechend sind die Winkel zwischen diesen Orbitalen tetraedrisch und betragen 109°28".
Die Spitzen von Elektronenorbitalen können sich mit den Orbitalen anderer Atome überlappen. Überlappen sich Elektronenwolken entlang einer Linie, die die Zentren von Atomen verbindet, spricht man von einer solchen kovalenten Bindung Sigma()-Verbindung. Beispielsweise wird im Ethanmolekül C 2 H 6 eine chemische Bindung zwischen zwei Kohlenstoffatomen durch Überlappung zweier Hybridorbitale gebildet. Das ist eine Verbindung. Außerdem jedes der Kohlenstoffatome mit seinen drei sp 3-Orbitale überlappen mit S-Orbitale von drei Wasserstoffatomen, die drei -Bindungen bilden.

Insgesamt sind für ein Kohlenstoffatom drei Valenzzustände mit unterschiedlichen Hybridisierungsarten möglich. Außer sp Es liegt eine 3-Hybridisierung vor sp 2 und sp-Hybridisierung.
sp 2 -Hybridisierung- einen mischen S- und zwei R-Orbitale. Dadurch entstehen drei Hybriden sp 2 -Orbitale. Diese sp 2-Orbitale liegen in derselben Ebene (mit Achsen). X, bei) und sind mit einem Winkel zwischen den Orbitalen von 120° auf die Eckpunkte des Dreiecks gerichtet. Unhybridisiert
R-Das Orbital steht senkrecht zur Ebene der drei Hybriden sp 2-Orbitale (entlang der Achse ausgerichtet z). Obere Hälfte R-Orbitale liegen oberhalb der Ebene, die untere Hälfte liegt unterhalb der Ebene.
Typ sp Die 2-Kohlenstoff-Hybridisierung erfolgt in Verbindungen mit einer Doppelbindung: C=C, C=O, C=N. Darüber hinaus kann nur eine der Bindungen zwischen zwei Atomen (z. B. C=C) eine --Bindung sein. (Die anderen Bindungsorbitale des Atoms sind in entgegengesetzte Richtungen gerichtet.) Die zweite Bindung entsteht durch überlappende Nicht-Hybridbindungen R-Orbitale auf beiden Seiten der Verbindungslinie der Atomkerne.

Durch seitliche Überlappung gebildete kovalente Bindung R-Orbitale benachbarter Kohlenstoffatome genannt pi()-Verbindung.

Ausbildung -Kommunikation

Aufgrund der geringeren Orbitalüberlappung ist die -Bindung weniger stark als die -Bindung.
sp-Hybridisierung– das ist die Vermischung (Ausrichtung in Form und Energie) von einem S- und ein
R-Orbitale, um zwei Hybride zu bilden sp-Orbitale. sp-Die Orbitale liegen auf derselben Linie (in einem Winkel von 180°) und sind vom Kern des Kohlenstoffatoms in entgegengesetzte Richtungen gerichtet. Zwei
R-Orbitale bleiben unhybridisiert. Sie sind senkrecht zueinander angeordnet
Verbindungsrichtungen. Auf dem Bild sp-Orbitale sind entlang der Achse dargestellt j und die unhybridisierten beiden
R-Orbitale – entlang der Achsen X Und z.

Eine Kohlenstoff-Kohlenstoff-Dreifachbindung CC besteht aus einer durch Überlappung gebildeten -Bindung
sp-Hybridorbitale und zwei -Bindungen.
Die Beziehung zwischen solchen Parametern des Kohlenstoffatoms wie der Anzahl der gebundenen Gruppen, der Art der Hybridisierung und den Arten der gebildeten chemischen Bindungen ist in Tabelle 4 dargestellt.

Tabelle 4

Kovalente Kohlenstoffbindungen

Anzahl der Gruppen verwandt mit Kohlenstoff	Typ Hybridisierung	Typen teilnehmen chemische Bindungen	Beispiele für zusammengesetzte Formeln
4	sp 3	Vier - Verbindungen
3	sp 2	Drei - Verbindungen und eins - Verbindung
2	sp	Zwei - Verbindungen und zwei - Verbindungen	H–CC–H

Übungen.

1. Welche Elektronen von Atomen (zum Beispiel Kohlenstoff oder Stickstoff) werden als ungepaart bezeichnet?

2. Was bedeutet das Konzept der „gemeinsamen Elektronenpaare“ in Verbindungen mit einer kovalenten Bindung (z. B. CH 4). oder H 2 S )?

3. Welche elektronischen Zustände von Atomen (zum Beispiel C oder N ) werden als einfach bezeichnet, und welche sind aufgeregt?

4. Was bedeuten die Zahlen und Buchstaben in der elektronischen Formel eines Atoms (zum Beispiel C oder N )?

5. Was ist ein Atomorbital? Wie viele Orbitale gibt es im zweiten Energieniveau des C-Atoms? und wie unterscheiden sie sich?

6. Wie unterscheiden sich Hybridorbitale von den ursprünglichen Orbitalen, aus denen sie gebildet wurden?

7. Welche Hybridisierungsarten sind für das Kohlenstoffatom bekannt und woraus bestehen sie?

8. Zeichnen Sie ein Bild der räumlichen Anordnung der Orbitale für einen der elektronischen Zustände des Kohlenstoffatoms.

9. Wie chemische Bindungen heißen und was? Angeben-Und-Verbindungen in Verbindungen:

10. Geben Sie für die Kohlenstoffatome der folgenden Verbindungen an: a) Art der Hybridisierung; b) Arten seiner chemischen Bindungen; c) Bindungswinkel.

Antworten zu den Übungen zu Thema 1

Lektion 5

1. Elektronen, die sich einzeln in einem Orbital befinden, werden aufgerufen ungepaarte Elektronen. Beispielsweise gibt es in der Elektronenbeugungsformel eines angeregten Kohlenstoffatoms vier ungepaarte Elektronen und das Stickstoffatom hat drei:

2. Es werden zwei Elektronen genannt, die an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt sind gemeinsames Elektronenpaar. Bevor eine chemische Bindung gebildet wird, gehörte typischerweise eines der Elektronen in diesem Paar zu einem Atom und das andere Elektron zu einem anderen Atom:

3. Elektronischer Zustand eines Atoms, in dem die Reihenfolge der Besetzung der Elektronenorbitale beobachtet wird: 1 S 2 , 2S 2 , 2P 2 , 3S 2 , 3P 2 , 4S 2 , 3D 2 , 4P 2 usw. werden aufgerufen Grundlegende Vorraussetzung. IN aufgeregter Zustand Eines der Valenzelektronen des Atoms besetzt ein freies Orbital mit höherer Energie; ein solcher Übergang geht mit der Trennung gepaarter Elektronen einher. Schematisch ist es so geschrieben:

Während es im Grundzustand nur zwei ungepaarte Valenzelektronen gab, sind es im angeregten Zustand vier solcher Elektronen.

5. Ein Atomorbital ist eine Funktion, die die Dichte der Elektronenwolke an jedem Punkt im Raum um den Kern eines bestimmten Atoms beschreibt. Auf dem zweiten Energieniveau des Kohlenstoffatoms gibt es vier Orbitale – 2 S, 2p x, 2p y, 2p z. Diese Orbitale unterscheiden sich:
a) die Form der Elektronenwolke ( S– Kugel, R– Hantel);
B) R-Orbitale haben unterschiedliche Orientierungen im Raum – entlang zueinander senkrechter Achsen X, j Und z, sie werden bezeichnet p x, p y, p z.

6. Hybridorbitale unterscheiden sich von den ursprünglichen (nicht-hybriden) Orbitalen in Form und Energie. Zum Beispiel, S-orbital – die Form einer Kugel, R– symmetrische Acht, sp-hybrides Orbital – asymmetrische Acht.
Energieunterschiede: E(S) < E(sp) < E(R). Auf diese Weise, sp-orbital – ein in Form und Energie gemitteltes Orbital, das durch Mischen des Originals erhalten wird S- Und P-Orbitale.

7. Für ein Kohlenstoffatom sind drei Arten der Hybridisierung bekannt: sp 3 , sp 2 und sp (siehe Text von Lektion 5).

9. -Bindung – eine kovalente Bindung, die durch direkte Überlappung von Orbitalen entlang einer Linie entsteht, die die Zentren von Atomen verbindet.
-Bindung – eine kovalente Bindung, die durch seitliche Überlappung entsteht R-Orbitale auf beiden Seiten der Linie, die die Zentren der Atome verbindet.
-Bindungen werden durch die zweite und dritte Linie zwischen verbundenen Atomen angezeigt.

KAPITEL 2. CHEMISCHE VERBINDUNG UND GEGENSEITIGE BEEINFLUSSUNG VON ATOMEN IN ORGANISCHEN VERBINDUNGEN

KAPITEL 2. CHEMISCHE VERBINDUNG UND GEGENSEITIGE BEEINFLUSSUNG VON ATOMEN IN ORGANISCHEN VERBINDUNGEN

Die chemischen Eigenschaften organischer Verbindungen werden durch die Art der chemischen Bindungen, die Art der gebundenen Atome und deren gegenseitige Beeinflussung im Molekül bestimmt. Diese Faktoren wiederum werden durch die elektronische Struktur der Atome und die Wechselwirkung ihrer Atomorbitale bestimmt.

2.1. Elektronische Struktur des Kohlenstoffatoms

Der Teil des Atomraums, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, am größten ist, wird Atomorbital (AO) genannt.

In der Chemie ist das Konzept der Hybridorbitale des Kohlenstoffatoms und anderer Elemente weit verbreitet. Das Konzept der Hybridisierung als Beschreibung der Umordnung von Orbitalen ist notwendig, wenn die Anzahl der ungepaarten Elektronen im Grundzustand eines Atoms geringer ist als die Anzahl der gebildeten Bindungen. Ein Beispiel ist das Kohlenstoffatom, das sich in allen Verbindungen als vierwertiges Element manifestiert, dessen äußere elektronische Ebene im Grundzustand 1s 2 2s 2 2p 2 jedoch gemäß den Regeln zur Orbitalfüllung nur zwei ungepaarte Elektronen enthält (Abb. 2.1, A und Anhang 2-1). In diesen Fällen wird postuliert, dass sich verschiedene Atomorbitale mit ähnlicher Energie miteinander vermischen und Hybridorbitale gleicher Form und Energie bilden können.

Hybridisierte Orbitale bilden aufgrund der größeren Überlappung stärkere Bindungen als nicht hybridisierte Orbitale.

Abhängig von der Anzahl der Orbitale, die eine Hybridisierung eingegangen sind, kann sich ein Kohlenstoffatom in einem von drei Zuständen befinden

Reis. 2.1.Verteilung der Elektronen über Orbitale eines Kohlenstoffatoms im Grund- (a), angeregten (b) und hybridisierten Zustand (c - sp3, g-sp2, D-sp)

Hybridisierung (siehe Abb. 2.1, c-d). Die Art der Hybridisierung bestimmt die Orientierung hybrider AOs im Raum und damit die Geometrie der Moleküle, also ihre räumliche Struktur.

Die räumliche Struktur von Molekülen ist die relative Anordnung von Atomen und Atomgruppen im Raum.

S. 3-Hybridisierung.Wenn vier äußere AOs eines angeregten Kohlenstoffatoms (siehe Abb. 2.1, b) – ein 2s- und drei 2p-Orbitale – gemischt werden, entstehen vier äquivalente sp 3-Hybridorbitale. Sie haben die Form einer dreidimensionalen „Acht“, von der eine Klinge deutlich größer ist als die andere.

Jedes Hybridorbital ist mit einem Elektron gefüllt. Das Kohlenstoffatom im Zustand der sp 3-Hybridisierung hat die elektronische Konfiguration 1s 2 2(sp 3) 4 (siehe Abb. 2.1, c). Dieser Hybridisierungszustand ist charakteristisch für Kohlenstoffatome in gesättigten Kohlenwasserstoffen (Alkanen) und dementsprechend in Alkylresten.

Aufgrund der gegenseitigen Abstoßung sind sp 3 -Hybrid-AOs im Raum zu den Eckpunkten hin gerichtet Tetraeder, und die Winkel zwischen ihnen betragen 109,5? (günstigster Standort; Abb. 2.2, a).

Die räumliche Struktur wird anhand stereochemischer Formeln dargestellt. In diesen Formeln werden das sp 3 -hybridisierte Kohlenstoffatom und seine beiden Bindungen in der Zeichenebene platziert und durch eine regelmäßige Linie grafisch angedeutet. Eine dicke Linie oder ein dicker Keil deutet eine Verbindung an, die sich von der Zeichenebene nach vorne erstreckt und auf den Betrachter gerichtet ist; gepunktete Linie oder schattierter Keil (..........) – eine Verbindung, die sich vom Betrachter über die Zeichenebene hinaus erstreckt –

Reis. 2.2.Arten der Kohlenstoffatom-Hybridisierung. Der Punkt in der Mitte ist der Atomkern (kleine Anteile von Hybridorbitalen wurden zur Vereinfachung der Abbildung weggelassen; nicht-hybridisierte p-AOs sind farbig dargestellt)

Dame (Abb. 2.3, a). Das Kohlenstoffatom befindet sich im Zustand S. 3-Hybridisierung hat eine tetraedrische Konfiguration.

S. 2-Hybridisierung.Beim Mischen eines 2s- und zwei 2p-AOs eines angeregten Kohlenstoffatoms werden drei äquivalente gebildet sp 2-Hybridorbitale und bleibt unhybridisiert 2p-AO. Das Kohlenstoffatom befindet sich im Zustand sp Die 2-Hybridisierung hat die elektronische Konfiguration 1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 (siehe Abb. 2.1, d). Dieser Zustand der Kohlenstoffatom-Hybridisierung ist typisch für ungesättigte Kohlenwasserstoffe (Alkene) sowie für einige funktionelle Gruppen wie Carbonyl und Carboxyl.

sp 2 -Hybridisierte Orbitale befinden sich in derselben Ebene in einem Winkel von 120 °, und das nicht hybridisierte AO befindet sich in einer senkrechten Ebene (siehe Abb. 2.2, b). Das Kohlenstoffatom befindet sich im Zustand sp 2-Hybridisierung hat trigonale Konfiguration. Durch eine Doppelbindung verbundene Kohlenstoffatome liegen in der Zeichenebene, und ihre zum Betrachter hin und von ihm weg gerichteten Einfachbindungen sind wie oben beschrieben bezeichnet (siehe Abb. 2.3, B).

sp-Hybridisierung.Wenn ein 2s- und ein 2p-Orbital eines angeregten Kohlenstoffatoms gemischt werden, entstehen zwei äquivalente sp-Hybrid-AOs und zwei p-AOs bleiben unhybridisiert. Das Kohlenstoffatom im sp-hybridisierten Zustand hat eine elektronische Konfiguration

Reis. 2.3.Stereochemische Formeln von Methan (a), Ethan (b) und Acetylen (c)

1s 2 2(sp 2) 2 2p 2 (siehe Abb. 2.1, d). Dieser Hybridisierungszustand des Kohlenstoffatoms tritt in Verbindungen auf, die eine Dreifachbindung aufweisen, beispielsweise in Alkinen und Nitrilen.

sp-hybridisierte Orbitale befinden sich in einem Winkel von 180° und zwei nicht hybridisierte AOs befinden sich in zueinander senkrechten Ebenen (siehe Abb. 2.2, c). Das Kohlenstoffatom im sp-hybridisierten Zustand hat lineare Konfiguration Beispielsweise liegen in einem Acetylenmolekül alle vier Atome auf derselben Geraden (siehe Abb. 2.3, V).

Atome anderer organogener Elemente können ebenfalls in einem hybridisierten Zustand vorliegen.

2.2. Chemische Bindungen eines Kohlenstoffatoms

Chemische Bindungen in organischen Verbindungen werden hauptsächlich durch kovalente Bindungen dargestellt.

Eine kovalente Bindung ist eine chemische Bindung, die durch die gemeinsame Nutzung von Elektronen zwischen gebundenen Atomen entsteht.

Diese gemeinsamen Elektronen besetzen Molekülorbitale (MOs). In der Regel handelt es sich bei einem MO um ein multizentrisches Orbital und die es füllenden Elektronen sind delokalisiert (dispers). Somit kann ein MO, wie ein AO, leer sein, gefüllt mit einem Elektron oder zwei Elektronen mit entgegengesetzten Spins*.

2.2.1. σ- Undπ -Verbindungen

Es gibt zwei Arten kovalenter Bindungen: σ- (Sigma) und π- (Pi) Bindungen.

Eine σ-Bindung ist eine kovalente Bindung, die entsteht, wenn sich ein AO entlang einer geraden Linie (Achse) überlappt, die die Kerne zweier gebundener Atome mit einer maximalen Überlappung auf dieser geraden Linie verbindet.

Die σ-Bindung entsteht, wenn sich beliebige AOs, auch hybride, überlappen. Abbildung 2.4 zeigt die Bildung einer σ-Bindung zwischen Kohlenstoffatomen als Ergebnis der axialen Überlappung ihrer hybriden sp 3 -AO- und σ C-H-Bindungen durch Überlappung der hybriden sp 3 -AO von Kohlenstoff und s-AO von Wasserstoff.

* Weitere Einzelheiten finden Sie unter: Popkov V.A., Puzakov S.A. Allgemeine Chemie. - M.: GEOTAR-Media, 2007. - Kapitel 1.

Reis. 2.4.Bildung von σ-Bindungen in Ethan durch axiale Überlappung von AOs (kleine Anteile von Hybridorbitalen sind weggelassen und farbig dargestellt). sp 3 -AO Kohlenstoff, Schwarz - s-AO-Wasserstoff)

Neben der axialen Überlappung ist eine andere Art der Überlappung möglich – die seitliche Überlappung von p-AO, die zur Bildung einer π-Bindung führt (Abb. 2.5).

p-Atomorbitale

Reis. 2.5.Bildung einer π-Bindung in Ethylen durch seitliche Überlappung r-AO

Eine π-Bindung ist eine Bindung, die durch die seitliche Überlappung nicht hybridisierter p-AOs mit einer maximalen Überlappung auf beiden Seiten der geraden Linie, die die Atomkerne verbindet, entsteht.

Mehrfachbindungen in organischen Verbindungen sind eine Kombination aus σ- und π-Bindungen: Doppelbindungen – eine σ- und eine π-Bindung, Dreifachbindungen – eine σ- und zwei π-Bindungen.

Die Eigenschaften einer kovalenten Bindung werden durch Eigenschaften wie Energie, Länge, Polarität und Polarisierbarkeit ausgedrückt.

Kommunikationsenergieist die Energie, die bei der Bildung einer Bindung freigesetzt wird bzw. die benötigt wird, um zwei gebundene Atome zu trennen. Sie dient als Maß für die Stärke der Bindung: Je höher die Energie, desto stärker die Bindung (Tabelle 2.1).

Linklängeist der Abstand zwischen den Zentren gebundener Atome. Eine Doppelbindung ist kürzer als eine Einfachbindung und eine Dreifachbindung ist kürzer als eine Doppelbindung (siehe Tabelle 2.1). Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen in verschiedenen Hybridisierungszuständen weisen ein gemeinsames Muster auf –

Tabelle 2.1.Grundlegende Eigenschaften kovalenter Bindungen

Mit zunehmendem Anteil des s-Orbitals am Hybridorbital nimmt die Bindungslänge ab. Beispielsweise in einer Reihe von Verbindungen Propan CH 3 CH 2 CH 3, Propen CH 3 CH=CH 2, Propin CH 3 C=CH Bindungslänge CH 3 -C ist entsprechend 0,154; 0,150 und 0,146 nm.

Kommunikationspolarität aufgrund einer ungleichmäßigen Verteilung (Polarisation) der Elektronendichte. Die Polarität eines Moleküls wird durch den Wert seines Dipolmoments quantifiziert. Aus den Dipolmomenten eines Moleküls lassen sich die Dipolmomente einzelner Bindungen berechnen (siehe Tabelle 2.1). Je größer das Dipolmoment, desto polarer ist die Bindung. Der Grund für die Bindungspolarität ist der Unterschied in der Elektronegativität der gebundenen Atome.

Elektronegativität charakterisiert die Fähigkeit eines Atoms in einem Molekül, Valenzelektronen zu halten. Mit zunehmender Elektronegativität eines Atoms nimmt der Grad der Verschiebung der Bindungselektronen in seine Richtung zu.

Basierend auf den Werten der Bindungsenergie schlug der amerikanische Chemiker L. Pauling (1901-1994) eine quantitative Charakteristik der relativen Elektronegativität von Atomen (Pauling-Skala) vor. In dieser Skala (Reihe) sind typische organogene Elemente nach relativer Elektronegativität (zum Vergleich sind zwei Metalle angegeben) wie folgt angeordnet:

Elektronegativität ist keine absolute Konstante eines Elements. Sie hängt von der effektiven Ladung des Kerns, der Art der AO-Hybridisierung und dem Einfluss von Substituenten ab. Beispielsweise ist die Elektronegativität eines Kohlenstoffatoms im sp 2- oder sp-Hybridisierungszustand höher als im sp 3-Hybridisierungszustand, was mit einer Erhöhung des Anteils des s-Orbitals am Hybridorbital verbunden ist. Beim Übergang von Atomen von sp 3 - zu sp 2 - und weiter sp Im hybridisierten Zustand nimmt die Ausdehnung des Hybridorbitals allmählich ab (insbesondere in der Richtung, die bei der Bildung einer σ-Bindung die größte Überlappung bietet), was bedeutet, dass in derselben Reihenfolge die maximale Elektronendichte immer näher am Kern liegt des entsprechenden Atoms.

Im Falle einer unpolaren oder praktisch unpolaren kovalenten Bindung ist der Unterschied in der Elektronegativität der gebundenen Atome Null oder nahe Null. Mit zunehmender Elektronegativitätsdifferenz nimmt die Polarität der Bindung zu. Eine Differenz von bis zu 0,4 gilt als schwach polar, mehr als 0,5 spricht von einer stark polaren kovalenten Bindung und mehr als 2,0 von einer ionischen Bindung. Polare kovalente Bindungen neigen zur heterolytischen Spaltung

(siehe 3.1.1).

Bindungspolarisierbarkeit wird in der Verschiebung von Bindungselektronen unter dem Einfluss eines externen elektrischen Feldes, einschließlich des eines anderen reagierenden Teilchens, ausgedrückt. Die Polarisierbarkeit wird durch die Elektronenmobilität bestimmt. Elektronen sind umso beweglicher, je weiter sie von den Atomkernen entfernt sind. Hinsichtlich der Polarisierbarkeit ist die π-Bindung der σ-Bindung deutlich überlegen, da die maximale Elektronendichte der π-Bindung weiter von den gebundenen Kernen entfernt liegt. Die Polarisierbarkeit bestimmt maßgeblich die Reaktivität von Molekülen gegenüber polaren Reagenzien.

2.2.2. Geber-Akzeptor-Anleihen

Die Überlappung zweier Einelektronen-AOs ist nicht die einzige Möglichkeit, eine kovalente Bindung zu bilden. Eine kovalente Bindung kann durch die Wechselwirkung eines Zwei-Elektronen-Orbitals eines Atoms (Donor) mit einem freien Orbital eines anderen Atoms (Akzeptor) gebildet werden. Donoren sind Verbindungen, die entweder Orbitale mit einem freien Elektronenpaar oder π-MO enthalten. Träger einzelner Elektronenpaare (n-Elektronen, aus dem Englischen). nicht klebend) sind Atome von Stickstoff, Sauerstoff, Halogenen.

Freie Elektronenpaare spielen eine wichtige Rolle bei der Ausprägung der chemischen Eigenschaften von Verbindungen. Sie sind insbesondere für die Fähigkeit von Verbindungen verantwortlich, Donor-Akzeptor-Wechselwirkungen einzugehen.

Eine kovalente Bindung, die durch ein Elektronenpaar eines der Bindungspartner gebildet wird, wird Donor-Akzeptor genannt.

Die resultierende Donor-Akzeptor-Bindung unterscheidet sich nur in der Art ihrer Bildung; seine Eigenschaften sind identisch mit denen anderer kovalenter Bindungen. Dadurch erhält das Donoratom eine positive Ladung.

Donor-Akzeptor-Bindungen sind charakteristisch für komplexe Verbindungen.

2.2.3. Wasserstoffbrücken

Ein an ein stark elektronegatives Element (Stickstoff, Sauerstoff, Fluor usw.) gebundenes Wasserstoffatom ist in der Lage, mit dem freien Elektronenpaar eines anderen ausreichend elektronegativen Atoms desselben oder eines anderen Moleküls zu interagieren. Dadurch entsteht eine Wasserstoffbrücke, eine Art Donorbindung.

Akzeptorbindung. Grafisch wird eine Wasserstoffbindung normalerweise durch drei Punkte dargestellt.

Die Energie der Wasserstoffbindung ist niedrig (10–40 kJ/mol) und wird hauptsächlich durch elektrostatische Wechselwirkung bestimmt.

Intermolekulare Wasserstoffbrückenbindungen bestimmen die Assoziation organischer Verbindungen, beispielsweise Alkohole.

Wasserstoffbrückenbindungen beeinflussen die physikalischen (Siede- und Schmelzpunkte, Viskosität, spektrale Eigenschaften) und chemischen (Säure-Base) Eigenschaften von Verbindungen. Somit liegt der Siedepunkt von Ethanol bei C 2 Stunden 5 OH (78,3 °C) ist deutlich höher als Dimethylether CH 3 OCH 3 (-24 °C), der das gleiche Molekulargewicht hat und nicht über Wasserstoffbrückenbindungen gebunden ist.

Wasserstoffbrückenbindungen können auch intramolekular sein. Diese Bindung im Salicylsäureanion führt zu einer Erhöhung seines Säuregehalts.

Wasserstoffbrückenbindungen spielen eine wichtige Rolle bei der Bildung der räumlichen Struktur hochmolekularer Verbindungen – Proteine, Polysaccharide, Nukleinsäuren.

2.3. Konjugierte Systeme

Eine kovalente Bindung kann lokalisiert oder delokalisiert sein. Bei einer lokalisierten Bindung handelt es sich um eine Bindung, deren Elektronen tatsächlich zwischen den beiden Kernen der gebundenen Atome geteilt werden. Wenn die Bindungselektronen auf mehr als zwei Kerne verteilt sind, spricht man von einer delokalisierten Bindung.

Eine delokalisierte Bindung ist eine kovalente Bindung, deren Molekülorbital mehr als zwei Atome umfasst.

Bei delokalisierten Bindungen handelt es sich in den meisten Fällen um π-Bindungen. Sie sind charakteristisch für gekoppelte Systeme. In diesen Systemen kommt es zu einer besonderen Art der gegenseitigen Beeinflussung von Atomen – der Konjugation.

Konjugation (Mesomerie, aus dem Griechischen. Mesos- Durchschnitt) ist die Ausrichtung von Bindungen und Ladungen in einem realen Molekül (Teilchen) im Vergleich zu einer idealen, aber nicht existierenden Struktur.

Die an der Konjugation beteiligten delokalisierten p-Orbitale können entweder zu zwei oder mehr π-Bindungen oder zu einer π-Bindung und einem Atom mit einem p-Orbital gehören. Dementsprechend unterscheidet man zwischen π,π-Konjugation und ρ,π-Konjugation. Das Konjugationssystem kann offen oder geschlossen sein und nicht nur Kohlenstoffatome, sondern auch Heteroatome enthalten.

2.3.1. Systeme mit offenem Kreislauf

π,π -Paarung. Der einfachste Vertreter π,π-konjugierter Systeme mit Kohlenstoffkette ist Butadien-1,3 (Abb. 2.6, a). Die Kohlenstoff- und Wasserstoffatome und damit alle σ-Bindungen in seinem Molekül liegen in derselben Ebene und bilden ein flaches σ-Gerüst. Kohlenstoffatome befinden sich im Zustand der sp2-Hybridisierung. Die unhybridisierten p-AOs jedes Kohlenstoffatoms liegen senkrecht zur Ebene des σ-Gerüsts und parallel zueinander, was eine notwendige Voraussetzung für ihre Überlappung ist. Überlappungen treten nicht nur zwischen p-AO der Atome C-1 und C-2, C-3 und C-4 auf, sondern auch zwischen p-AO der Atome C-2 und C-3, was zur Bildung eines einzelnen π führt vier Kohlenstoffatome abdeckendes System, d. h. es entsteht eine delokalisierte kovalente Bindung (siehe Abb. 2.6, b).

Reis. 2.6.Atomorbitalmodell des 1,3-Butadien-Moleküls

Dies spiegelt sich in Änderungen der Bindungslängen im Molekül wider. Die Länge der C-1-C-2- sowie C-3-C-4-Bindungen in 1,3-Butadien ist im Vergleich zu herkömmlichen Doppel- und C-Bindungen geringfügig erhöht und der Abstand zwischen C-2 und C-3 verkürzt Einfachbindungen. Mit anderen Worten: Der Prozess der Elektronendelokalisierung führt zu einer Angleichung der Bindungslängen.

Kohlenwasserstoffe mit einer großen Anzahl konjugierter Doppelbindungen kommen in der Pflanzenwelt häufig vor. Hierzu zählen beispielsweise Carotine, die die Farbe von Karotten, Tomaten etc. bestimmen.

Ein offenes Konjugationssystem kann auch Heteroatome umfassen. Ein Beispiel für offen π,π-konjugierte Systeme mit einem Heteroatom in der Kette Dabei können α,β-ungesättigte Carbonylverbindungen dienen. Zum Beispiel die Aldehydgruppe in Acrolein CH 2 =CH-CH=O ist Teilnehmer der Konjugationskette aus drei sp 2 -hybridisierten Kohlenstoffatomen und einem Sauerstoffatom. Jedes dieser Atome trägt ein p-Elektron zu einem einzelnen π-System bei.

pn-Pairing.Diese Art der Konjugation tritt am häufigsten in Verbindungen auf, die das Strukturfragment -CH=CH-X enthalten, wobei X ein Heteroatom mit einem freien Elektronenpaar (hauptsächlich O oder N) ist. Dazu gehören beispielsweise Vinylether, in deren Molekülen die Doppelbindung konjugiert ist R-Orbital des Sauerstoffatoms. Eine delokalisierte Dreizentrenbindung entsteht durch Überlappung zweier p-AO sp 2 -hybridisierter Kohlenstoffatome und eines R-AO eines Heteroatoms mit einem Paar n-Elektronen.

Die Bildung einer ähnlichen delokalisierten Dreizentrenbindung erfolgt in der Carboxylgruppe. Dabei sind die π-Elektronen der C=O-Bindung und die n-Elektronen des Sauerstoffatoms der OH-Gruppe an der Konjugation beteiligt. Konjugierte Systeme mit vollständig ausgerichteten Bindungen und Ladungen umfassen negativ geladene Spezies wie das Acetation.

Die Richtung der Elektronendichteverschiebung wird durch einen gebogenen Pfeil angezeigt.

Es gibt andere grafische Möglichkeiten, Pairing-Ergebnisse anzuzeigen. Somit geht die Struktur des Acetat-Ions (I) davon aus, dass die Ladung gleichmäßig auf beide Sauerstoffatome verteilt ist (wie in Abb. 2.7 gezeigt, was der Wahrheit entspricht).

Die Strukturen (II) und (III) werden verwendet in Resonanztheorie. Nach dieser Theorie wird ein reales Molekül oder Teilchen durch eine Reihe bestimmter sogenannter Resonanzstrukturen beschrieben, die sich lediglich in der Elektronenverteilung voneinander unterscheiden. In konjugierten Systemen leisten Strukturen mit unterschiedlichen Verteilungen der π-Elektronendichte den Hauptbeitrag zum Resonanzhybrid (der doppelseitige Pfeil, der diese Strukturen verbindet, ist ein besonderes Symbol der Resonanztheorie).

Grenzstrukturen gibt es nicht wirklich. Bis zu einem gewissen Grad „tragen“ sie jedoch zur tatsächlichen Verteilung der Elektronendichte in einem Molekül (Teilchen) bei, das als resonantes Hybrid dargestellt wird, das durch Überlagerung begrenzender Strukturen entsteht.

In ρ,π-konjugierten Systemen mit einer Kohlenstoffkette kann eine Konjugation auftreten, wenn sich neben der π-Bindung ein Kohlenstoffatom mit einem nicht hybridisierten p-Orbital befindet. Solche Systeme können Zwischenpartikel sein – beispielsweise Carbanionen, Carbokationen, freie Radikale mit Allylstruktur. Freiradikalische Allyleinheiten spielen eine wichtige Rolle bei den Prozessen der Lipidperoxidation.

Im Allylanion CH 2 =CH-CH 2 sp 2 -hybridisiertes Kohlenstoffatom C-3 liefert zum gemeinsamen Konjugat

Reis. 2.7.Elektronendichtekarte der COONA-Gruppe in Penicillin

System zwei Elektronen, im allylischen Radikal CH 2 =CH-CH 2+ - eins und im allylischen Carbokation CH 2 =CH-CH 2+ liefert keine. Dadurch entsteht bei der Überlappung der p-AO von drei sp 2 -hybridisierten Kohlenstoffatomen eine delokalisierte Dreizentrenbindung mit vier (im Carbanion), drei (im freien Radikal) und zwei (im Carbokation) Elektronen , jeweils.

Formal trägt das C-3-Atom im Allylkation eine positive Ladung, im Allylradikal ein ungepaartes Elektron und im Allylanion eine negative Ladung. Tatsächlich kommt es in solchen konjugierten Systemen zu einer Delokalisierung (Verteilung) der Elektronendichte, die zur Ausrichtung von Bindungen und Ladungen führt. Die C-1- und C-3-Atome in diesen Systemen sind äquivalent. Beispielsweise trägt in einem Allylkation jedes von ihnen eine positive Ladung+1/2 und ist durch eine anderthalbfache Bindung mit dem C-2-Atom verbunden.

Somit führt die Konjugation zu einem signifikanten Unterschied in der Elektronendichteverteilung in realen Strukturen im Vergleich zu den Strukturen, die durch herkömmliche Strukturformeln dargestellt werden.

2.3.2. Geschlossene Systeme

Zyklische konjugierte Systeme sind als Gruppe von Verbindungen mit erhöhter thermodynamischer Stabilität im Vergleich zu konjugierten offenen Systemen von großem Interesse. Diese Verbindungen weisen noch weitere besondere Eigenschaften auf, deren Gesamtheit durch das Gesamtkonzept vereint wird Aromatizität. Dazu gehört die Fähigkeit solcher formal ungesättigter Verbindungen

an Substitutionsreaktionen statt an Additionen teilnehmen, Beständigkeit gegenüber Oxidationsmitteln und Temperatur.

Typische Vertreter aromatischer Systeme sind Arene und ihre Derivate. Die Besonderheiten der elektronischen Struktur aromatischer Kohlenwasserstoffe kommen im Atomorbitalmodell des Benzolmoleküls deutlich zum Ausdruck. Das Benzolgerüst wird durch sechs sp 2 -hybridisierte Kohlenstoffatome gebildet. Alle σ-Bindungen (C-C und C-H) liegen in derselben Ebene. Sechs unhybridisierte p-AOs liegen senkrecht zur Molekülebene und parallel zueinander (Abb. 2.8, a). Jede R-AO kann sich gleichermaßen mit zwei benachbarten überlappen R-AO. Als Ergebnis einer solchen Überlappung entsteht ein einzelnes delokalisiertes π-System, dessen höchste Elektronendichte oberhalb und unterhalb der Ebene des σ-Gerüsts liegt und alle Kohlenstoffatome des Zyklus abdeckt (siehe Abb. 2.8, b) . Die π-Elektronendichte ist im gesamten Kreissystem gleichmäßig verteilt, was durch einen Kreis oder eine gestrichelte Linie innerhalb des Kreises angezeigt wird (siehe Abb. 2.8, c). Alle Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen im Benzolring haben die gleiche Länge (0,139 nm) und liegen zwischen den Längen von Einfach- und Doppelbindungen.

Basierend auf quantenmechanischen Berechnungen wurde festgestellt, dass für die Bildung solch stabiler Moleküle ein flaches zyklisches System (4n + 2) π-Elektronen enthalten muss, wobei N= 1, 2, 3 usw. (Hückel-Regel, 1931). Unter Berücksichtigung dieser Daten kann der Begriff „Aromatizität“ präzisiert werden.

Eine Verbindung ist aromatisch, wenn sie einen planaren Ring und ein Konjugat aufweistπ -elektronisches System, das alle Atome des Zyklus abdeckt und enthält(4n+ 2) π-Elektronen.

Die Hückelsche Regel gilt für alle planaren kondensierten Systeme, in denen es keine Atome gibt, die von mehreren geteilt werden

Reis. 2.8.Atomorbitalmodell des Benzolmoleküls (Wasserstoffatome weggelassen; Erklärung im Text)

zwei Zyklen. Verbindungen mit kondensierten Benzolringen, wie Naphthalin und andere, erfüllen die Kriterien für Aromatizität.

Stabilität gekoppelter Systeme. Die Bildung eines konjugierten und insbesondere aromatischen Systems ist ein energetisch günstiger Prozess, da dadurch der Grad der Überlappung der Orbitale zunimmt und es zu einer Delokalisierung (Dispersion) kommt. R-Elektronen. In dieser Hinsicht weisen konjugierte und aromatische Systeme eine erhöhte thermodynamische Stabilität auf. Sie enthalten einen geringeren Vorrat an innerer Energie und nehmen im Grundzustand ein niedrigeres Energieniveau ein als nicht-konjugierte Systeme. Aus der Differenz zwischen diesen Niveaus kann man die thermodynamische Stabilität der konjugierten Verbindung, d. h. ihre, quantifizieren Konjugationsenergie(Delokalisierungsenergie). Für Butadien-1,3 ist sie gering und beträgt etwa 15 kJ/mol. Mit zunehmender Länge der konjugierten Kette nimmt die Konjugationsenergie und damit die thermodynamische Stabilität der Verbindungen zu. Die Konjugationsenergie für Benzol ist viel höher und beträgt 150 kJ/mol.

2.4. Elektronische Effekte von Substituenten 2.4.1. Induktiver Effekt

Eine polare σ-Bindung in einem Molekül verursacht eine Polarisierung benachbarter σ-Bindungen und führt zum Auftreten von Teilladungen an benachbarten Atomen*.

Substituenten bewirken eine Polarisation nicht nur ihrer eigenen, sondern auch benachbarter σ-Bindungen. Diese Art der Einflussübertragung von Atomen wird als induktiver Effekt (/-Effekt) bezeichnet.

Der induktive Effekt ist die Übertragung des elektronischen Einflusses von Substituenten infolge der Verschiebung von Elektronen von σ-Bindungen.

Aufgrund der schwachen Polarisierbarkeit der σ-Bindung lässt der induktive Effekt nach drei oder vier Bindungen im Stromkreis nach. Seine Wirkung ist am stärksten in Bezug auf das Kohlenstoffatom, das dem Substituenten benachbart ist. Die Richtung der induktiven Wirkung des Substituenten wird qualitativ durch Vergleich mit dem Wasserstoffatom beurteilt, dessen induktive Wirkung als Null angenommen wird. Grafisch wird das Ergebnis des /-Effekts durch einen Pfeil dargestellt, der mit der Position der Valenzlinie zusammenfällt und auf das elektronegativere Atom zeigt.

/V\stärker als das Wasserstoffatom, zeigtNegativinduktiver Effekt (-/- Effekt).

Solche Substituenten verringern im Allgemeinen die Elektronendichte des Systems, das sie nennen elektronenziehend. Dazu gehören die meisten funktionellen Gruppen: OH, NH 2, COOH, NEIN 2 und kationische Gruppen, zum Beispiel -NH 3+.

Ein Substituent, der die Elektronendichte im Vergleich zum Wasserstoffatom verschiebtσ -Bindungen zum Kohlenstoffatom der Kette, weist aufpositivinduktiver Effekt (+/- Effekt).

Solche Substituenten erhöhen die Elektronendichte in der Kette (oder im Ring) und werden aufgerufen Elektronendonor. Dazu gehören Alkylgruppen, die sich am sp 2 -hybridisierten Kohlenstoffatom befinden, und anionische Zentren in geladenen Teilchen, beispielsweise -O-.

2.4.2. Mesomerer Effekt

In konjugierten Systemen spielen die π-Elektronen delokalisierter kovalenter Bindungen die Hauptrolle bei der Übertragung elektronischer Einflüsse. Der Effekt, der sich in einer Verschiebung der Elektronendichte eines delokalisierten (konjugierten) π-Systems manifestiert, wird als mesomerer (M-Effekt) oder Konjugationseffekt bezeichnet.

Der mesomere Effekt ist die Übertragung des elektronischen Einflusses von Substituenten durch ein konjugiertes System.

In diesem Fall ist der Stellvertreter selbst Teilnehmer des gekoppelten Systems. Es kann in das Konjugationssystem entweder eine π-Bindung (Carbonyl-, Carboxylgruppen usw.) oder ein freies Heteroatom-Elektronenpaar (Amino- und Hydroxygruppen) oder ein freies oder mit einem Elektron gefülltes p-AO einführen.

Ein Substituent, der die Elektronendichte in einem konjugierten System erhöhtpositivmesomerer Effekt (+M-Effekt).

Der M-Effekt zeigt sich bei Substituenten, zu denen Atome mit einem freien Elektronenpaar (z. B. eine Aminogruppe in einem Anilinmolekül) oder eine vollständig negative Ladung gehören. Diese Substituenten sind fähig

auf die Übertragung eines Elektronenpaares auf ein gemeinsames konjugiertes System, d. h. sie sind es Elektronendonor.

Ein Substituent, der die Elektronendichte in einem konjugierten System senktNegativmesomerer Effekt (-M-Effekt).

Der M-Effekt in einem konjugierten System wird durch Sauerstoff- oder Stickstoffatome verursacht, die über eine Doppelbindung an ein Kohlenstoffatom gebunden sind, wie am Beispiel von Acrylsäure und Benzaldehyd gezeigt. Solche Gruppen sind elektronenziehend.

Eine Elektronendichteverschiebung wird durch einen gebogenen Pfeil angezeigt, dessen Anfang anzeigt, welche p- oder π-Elektronen verdrängt werden, und dessen Ende die Bindung oder das Atom anzeigt, zu dem bzw. zu dem sie verdrängt werden. Der mesomere Effekt wird im Gegensatz zum induktiven Effekt durch ein System konjugierter Bindungen über eine viel größere Distanz übertragen.

Bei der Beurteilung des Einflusses von Substituenten auf die Verteilung der Elektronendichte in einem Molekül muss der resultierende Effekt induktiver und mesomerer Effekte berücksichtigt werden (Tabelle 2.2).

Tabelle 2.2.Elektronische Effekte einiger Substituenten

Elektronische Effekte von Substituenten ermöglichen es, die Verteilung der Elektronendichte in einem nicht reagierenden Molekül qualitativ zu beurteilen und seine Eigenschaften vorherzusagen.

Bindungen zwischen Atomen, in Strukturformeln in Form von Strichen oder Stäbchen (Stäben) dargestellt, entstehen durch die Wechselwirkung äußerer (Valenz-)Elektronen von 2 Atomen eines Moleküls. Basierend auf der Art dieser Wechselwirkung werden zwei Haupt- oder Extremtypen von Bindungen zwischen Atomen unterschieden.

1. Typ. Eine ionische oder elektrovalente Bindung oder Salzbindung wird am deutlichsten (in ihrer reinen Form) im Fall der Wechselwirkung zwischen einem Atom eines starken Metalls (z. B. einem Alkali) und einem Atom eines starken Nichtmetalls (z. B , ein Halogen). Ein Alkalimetallatom, das ein einzelnes äußeres Elektron verliert, wird zu einem positiv geladenen Teilchen, und ein Halogenatom, das ein äußeres Elektron gewinnt, wird negativ geladen: Na + - CI -. Die Stärke dieser Bindung beruht auf den Coulomb-Anziehungskräften zwischen unterschiedlich geladenen Teilchen und der Energie, die bei der Bildung eines neuen Elektronenpaars am Halogenatom freigesetzt wird. Beispiele sind Salze organischer und anorganischer Säuren.

2. extremer Typ. Charakteristischer für organische Verbindungen ist die kovalente (oder atomare) Verbindung. Verbindung hell (in seiner reinen Form) präsentiert in 2-atomaren Gasmolekülen: H 2, O 2, N 2, C1 2 usw. in denen die Bindung zwischen völlig identischen Atomen gebildet wird. Durch die Paarung zweier Elektronen zweier Atome mit entgegengesetztem Spin wird bei ihrer Annäherung eine bestimmte Energiemenge freigesetzt (≈ 400 kJ/mol) und das neue Elektronenpaar nimmt eine Molekülbahn ein und nimmt eine Zelle ein beide Atome. Darüber hinaus befindet sich die höchste Dichte der Elektronenwolke dieses Paares zwischen den Atomen (es kommt sozusagen zu einer Überlappung der Atombahnen beider Elektronen, Abb. a) bzw. zur Ausbildung einer Molekülbahn – Abb. b ).

Obwohl Bild b) näher an der Wahrheit liegt, sind beide Bilder von kovalenten Bindungen gültig und zutreffend. Bei einer rein kovalenten Bindung gibt es keine Abweichung der Zentren der positiven und negativen Ladungen des Moleküls, sie fallen zusammen – das Molekül ist unpolar.

Zusätzlich zu diesen beiden extremen Bindungstypen (ionisch und kovalent) gibt es Zwischentypen: 3) polar, 4) semipolar, 5) Koordination, die hauptsächlich in den sogenannten Oniumverbindungen (Oxonium, Ammonium, Sulfonium) vorkommen.

IN Polare Verbindung Ein Elektronenpaar, das sich gleichzeitig im Feld der Zentren beider Atome (ihrer Kerne) befindet, wird in Richtung eines elektronegativeren Atoms abgelenkt, da sich beispielsweise im HC1-Molekül das Elektronenpaar in der Chlorzelle stärker befindet als in der Wasserstoffzelle:

Aufgrund dieser Abweichung in der Elektronendichte divergierten die Zentren der positiven und negativen Ladungen des Moleküls. Es ist polar geworden und hat ein Dipolmoment (d. h. das Produkt aus einer Ladung und dem halben Abstand zwischen den Ladungen), das ungleich Null ist.

Halbpolarer Anschluss am deutlichsten dargestellt in Sauerstoffverbindungen des fünfwertigen Stickstoffs:

Bild a) ist zwar zulässig, aber nicht gültig, da das Stickstoffatom nur zwei elektronische Ebenen (Schichten) hat, wobei auf der äußeren (2.) Schicht nur vier Zellen vorhanden sind und fünf Elektronenpaare (fünf Bindungen) keinen Platz finden Dort. In dieser Hinsicht ist Bild b) korrekter, das die Resonanz der extremen Strukturen (I und) zeigt III) und ein Übergang zu einer energetisch günstigeren Mittelstruktur. Aufgrund der symmetrischen Verteilung der Elektronendichte wird die negative Ladung also in zwei Hälften zwischen zwei gleichen Sauerstoffatomen aufgeteilt. Aber im Stickstoffatom gibt es tatsächlich keine vollständige positive Ladung, sondern eine positive Ladung, die der Gesamtladung nahe kommt, bzw. an den Sauerstoffatomen (Struktur P) gibt es negative Ladungen, die fast der Hälfte der Gesamtladung entsprechen.

Koordinierungslink Am stabilsten ist es in Ammoniumverbindungen, bei denen das Stickstoffatom vierwertig wird, ein Elektron an das Proton (und in einem wässrigen Medium an das Hydroniumkation) abgibt und eine positive Ladung erhält (oder, mit anderen Worten, ein Proton hinzufügt). einsames Stickstoffelektronenpaar): H 3 N: + H + → N 4 N +

Ammoniak-Proton-Ammonium-Kation

Im Ammoniumkation verändert die neu gebildete Bindung die Natur der drei anderen zuvor im Stickstoff vorhandenen N-H-Bindungen, die nun länger werden, und alle vier Ammoniumwasserstoffatome, die sich gegenseitig abstoßen, befinden sich in den am weitesten voneinander entfernten Positionen , nämlich an den Ecken eines regelmäßigen Tetraeders, wenn sich das Stickstoffatom im Zentrum dieses Tetraeders befindet:

Die neu gebildete Bindung (Koordination) unterscheidet sich nicht von den zuvor im Ammoniakmolekül vorhandenen modifizierten N-H-Bindungen. Hier findet s 1 p 3 statt – die Hybridisierung der vier am Stickstoff verbleibenden Elektronen (wie Methan-Kohlenstoff).

Handelt es sich bei dem Methanmolekül um eine relativ starke Formation ohne Ladung, dann ist das Ammoniumkation (das sich in seiner Struktur nur dadurch unterscheidet, dass der Kern des Zentralatoms ein weiteres Proton und ein Neutron enthält) weniger stabil und kann leicht in dissoziieren Ammoniak und Hydroniumkation, wodurch eine bestimmte Energiebarriere überwunden wird, die die Stärke von Ammoniumverbindungen bestimmt.

Das Konzept von σ-(Sigma) und π- (pi) Verbindungen

Kovalente Bindungen, die in organischen Verbindungen vorherrschen, bestimmen im Allgemeinen die chemische Aktivität dieser Stoffe. Von großer Bedeutung sind jedoch schwache Mehrfachbindungen (Doppel-, Dreifachbindungen) und die Eigenschaften von Bindungen in funktionellen Gruppen.

Kohlenstoff ist das zentrale Element der organischen Welt; Kohlenstoffgerüste (die Rückgrate der Moleküle) bestimmen ihre Stabilität und ihre nahezu grenzenlose Vielfalt. Es ist daher notwendig, den elektronischen Charakter seiner Anleihen etwas genauer zu betrachten.

Ein Kohlenstoffatom hat einen Kern mit einer Ladung von +6 und eine Elektronenhülle: 1s 2, 2s 2, 2p 2, wobei die vier äußeren Elektronen Valenzelektronen sind (2s 2, 2p 2). Damit diese Elektronen jedoch vier Bindungen bilden können, müssen die 2s 2 Elektronen, die sich in gepaarter Form im Volumen der Kugel befinden, in einen ungepaarten Zustand übergehen. Und das angeregte Kohlenstoffatom muss eine Hülle haben: 1s 2, 2s 1, 2p 3, wobei neben dem ungepaarten s-Elektron (Kugelform) drei p-Elektronen (in Form von dreidimensionalen Achtern oder Hanteln) vorhanden sind. entlang der Koordinatenachsen (x, y, z) dreidimensionaler Raum (Abb. 3). Um jedoch wie bei Methan vier gleichwertige Bindungen zu bilden, müssen ein s-Elektron und drei p-Elektronen in einen modifizierten hybridisierten Zustand (s 1 p 3 -Hybridisierung) übergehen, und zwar bereits alle vier äußeren Elektronen haben genau die gleiche Richtung (hybride) Wolkenform und die Wasserstoffatome von Methan befinden sich an gleichen, am weitesten voneinander entfernten Positionen:

die den Eckpunkten eines regelmäßigen Tetraeders entsprechen, wenn in seiner Mitte ein Methan-Kohlenstoffatom platziert ist (Abb. 4). Der Zustand des Kohlenstoffs, wenn die Hybridisierung von Valenzelektronen im Verhältnis s 1 p 3 stattfindet, wird genannt der erste Wertigkeitszustand von Kohlenstoff, und die Bindungen eines solchen Atoms mit anderen Atomen werden genannt b(Sigma)-Bindungen(Abb. 5, 6).

Auf diese Weise, σ-Bindung ist jede einzelne Bindung eines Kohlenstoffs an ein anderes Atom. Und die häufigsten C-H- und C-H-σ-Bindungen in Molekülen organischer Substanzen weisen die folgenden Grunddaten auf (Abb. 6b, 6c).

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

Kommunikationslänge 1,1 A 0 (0,11 nm)

С-С-Bindungsenergie ~84-86 kcal/mol (~340-360 kJ/mol)

Bindungslänge 1,54 A 0 (0,154 nm)

Zweiter Wertigkeitszustand von Kohlenstoff charakteristisch für Ethylen und andere Verbindungen mit einer Doppelbindung. In Ethylenkohlenstoff findet die Hybridisierung der Valenzelektronen des angeregten Atoms (2s 1, 2p 3) im Verhältnis s 1 p 2 statt, wenn ein p-Elektron (von drei) nicht an der Hybridisierung teilnimmt und im p verbleibt -bilden. Und Hybridwolken mit gerichteter (länglicher) Form befinden sich in einer Ebene in einem Winkel von 120° zueinander (Abb. 7).

Und die p-Elektronen zweier Kohlenstoffe sind zusätzlich zur σ-Bindung zwischen diesen Kohlenstoffen in der p-Form gepaart (Abb. 7). Diese zusätzliche (Mehrfach-)Bindung, die durch die Paarung von Elektronen in der p-Form entsteht, heißt π (pi)- Kommunikation Die bei ihrer Bildung freigesetzte Energie ist geringer als die Energie der σ-Bindung, da die Energie der C=C-Doppelbindung ~140 kcal/mol (~560–580 kJ/mol) beträgt. Wenn wir hiervon die Energie der C-C-σ-Bindung abziehen (~85 kcal/mol), dann π -Bindung bleibt ~55 kcal/mol (140-85=55).

Dritter Valenzzustand von Kohlenstoff charakteristisch für Acetylen und andere Verbindungen mit einer Dreifachbindung. Für Acetylenkohlenstoff sind von vier Valenzelektronen (2s 1, 2p 3) des angeregten Atoms je ein s- und p-Elektron an der Hybridisierung beteiligt (s 1 p 1 - Hybridisierung). Und die hybriden (länglichen) zwei Wolken liegen auf derselben Geraden und bilden σ-Verbindungen (Abb. 8). Das heißt, sie besetzen die am weitesten entfernten Positionen (z-Koordinate) von den beiden in der p-Form verbleibenden Elektronen, die sich entlang der Koordinatenachsen (x, y) des dreidimensionalen Raums befinden und in der p-Form gepaart sind, um zwei zu bilden π - Verbindungen in zueinander senkrechten Ebenen(Abb. 8). Die bei der Bildung einer Dreifachbindung freigesetzte Energie beträgt etwa 200 kcal/mol. Wenn wir hiervon 85 kcal/mol – die Energie der σ-Bindung – abziehen, dann verbleiben ~115 kcal/m für zwei π-Bindungen, also ~57 kcal/mol für jede π-Bindung. Hier sind die Hauptmerkmale von Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen zum Vergleich:

C-C-Bindungslänge 1,54 A 0 , Bindungsbildungsenergie ~85 kcal/mol

C = C-Bindungslänge 1,34 A 0 , Bindungsbildungsenergie ~140 kcal/mol

C ≡ C-Bindungslänge 1,21 A 0, Bindungsbildungsenergie ~200 kcal/mol Elektronen von π-Bindungen sind voluminöser, schwächer an Atomkerne gebunden, leichter zugänglich für Angriffe durch das Reagens und leicht elektrischen und magnetischen Feldern ausgesetzt, z B. einfallendes Licht oder Angriff durch geladene Teilchen. Deshalb π -Bindungen, die im Vergleich zu σ-Bindungen einen völlig anderen Charakter haben, sind weniger stabil und bewirken eine hohe chemische Aktivität ungesättigter Verbindungen im Vergleich zu gesättigten (gesättigten) Verbindungen.

Vielzahl an anorganischen und organischen Substanzen

Organische Chemie ist Chemie Kohlenstoffverbindungen. Zu den anorganischen Kohlenstoffverbindungen zählen: Kohlenoxide, Kohlensäure, Karbonate und Bikarbonate, Karbide. Andere organische Substanzen als Kohlenstoff enthalten Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff, Phosphor, Schwefel und andere Elemente. Kohlenstoffatome können lange unverzweigte und verzweigte Ketten und Ringe bilden und andere Elemente anbinden, so dass die Zahl der organischen Verbindungen bei fast 20 Millionen liegt, während die Zahl der anorganischen Substanzen knapp über 100.000 beträgt.

Grundlage für die Entwicklung der organischen Chemie ist die Theorie der Struktur organischer Verbindungen von A. M. Butlerov. Eine wichtige Rolle bei der Beschreibung der Struktur organischer Verbindungen spielt das Konzept der Wertigkeit, das die Fähigkeit von Atomen zur Bildung chemischer Bindungen charakterisiert und deren Anzahl bestimmt. Kohlenstoff in organischen Verbindungen immer vierwertig. Das Hauptpostulat der Theorie von A.M. Butlerov ist die Position zur chemischen Struktur der Materie, d.h. zur chemischen Bindung. Diese Reihenfolge wird anhand von Strukturformeln dargestellt. Butlerovs Theorie besagt, dass jede Substanz etwas hat spezifische chemische Struktur Und Eigenschaften von Stoffen hängen von der Struktur ab.

Theorie der chemischen Struktur organischer Verbindungen von A. M. Butlerov

So wie für die anorganische Chemie das Periodengesetz und das Periodensystem der chemischen Elemente von D.I. Mendeleev die Grundlage der Entwicklung sind, ist es für die organische Chemie grundlegend geworden.

Theorie der chemischen Struktur organischer Verbindungen von A. M. Butlerov

Das Hauptpostulat von Butlerovs Theorie ist die Stellung zur chemischen Struktur der Materie, das heißt die Ordnung, die Reihenfolge der gegenseitigen Verbindung von Atomen zu Molekülen, d. h. chemische Bindung.

Chemische Struktur- die Reihenfolge der Verbindung von Atomen chemischer Elemente in einem Molekül entsprechend ihrer Wertigkeit.

Diese Reihenfolge kann mithilfe von Strukturformeln dargestellt werden, in denen die Wertigkeiten der Atome durch Bindestriche angegeben sind: Eine Linie entspricht der Wertigkeitseinheit eines Atoms eines chemischen Elements. Für den organischen Stoff Methan, der die Summenformel CH 4 hat, sieht die Strukturformel beispielsweise so aus:

Die wichtigsten Bestimmungen der Theorie von A. M. Butlerov:

Atome in organischen Molekülen sind miteinander verbunden nach ihrer Wertigkeit. Kohlenstoff in organischen Verbindungen ist immer vierwertig und seine Atome können sich miteinander verbinden und verschiedene Ketten bilden.

· Die Eigenschaften von Stoffen werden nicht nur durch ihre qualitative und quantitative Zusammensetzung bestimmt, sondern auch durch die Reihenfolge der Atomverbindungen im Molekül, d.h. chemische Struktur einer Substanz.

· Die Eigenschaften organischer Verbindungen hängen nicht nur von der Zusammensetzung des Stoffes und der Reihenfolge der Atomverbindungen in seinem Molekül ab, sondern auch von gegenseitige Beeinflussung von Atomen und Gruppen von Atomen übereinander.

Die Theorie der Struktur organischer Verbindungen ist eine dynamische und sich entwickelnde Lehre. Als sich das Wissen über die Natur chemischer Bindungen und den Einfluss der elektronischen Struktur von Molekülen organischer Substanzen entwickelte, begannen sie, zusätzlich zu empirischen und strukturellen Formeln auch elektronische Formeln zu verwenden. Solche Formeln geben die Richtung vor Verschiebung von Elektronenpaaren in einem Molekül.

Die Quantenchemie und die Chemie der Struktur organischer Verbindungen bestätigten die Lehre von der räumlichen Richtung chemischer Bindungen (cis- und trans-Isomerie), untersuchten die Energieeigenschaften gegenseitiger Übergänge in Isomeren und ermöglichten die Beurteilung der gegenseitigen Beeinflussung von Atomen in der Moleküle verschiedener Stoffe schufen die Voraussetzungen für die Vorhersage der Isomeriearten sowie der Richtungen und Mechanismen chemischer Reaktionen.

Organische Stoffe weisen eine Reihe von Eigenschaften auf.

· Alle organischen Stoffe enthalten Kohlenstoff und Wasserstoff und bilden sich daher beim Verbrennen Kohlendioxid und Wasser.

Organisches Material komplex aufgebaut und können ein großes Molekulargewicht haben (Proteine, Fette, Kohlenhydrate).

· Organische Stoffe können in Reihen ähnlicher Zusammensetzung, Struktur und Eigenschaften angeordnet werden Homologe.

· Für organische Stoffe ist es charakteristisch Isomerie.

Isomerie und Homologie organischer Substanzen

Die Eigenschaften organischer Stoffe hängen nicht nur von ihrer Zusammensetzung ab, sondern auch von Reihenfolge der Verbindung von Atomen in einem Molekül.

Isomerie- Dies ist das Phänomen der Existenz verschiedener Substanzen - Isomere mit derselben qualitativen und quantitativen Zusammensetzung, d. H. Mit derselben Summenformel.

Es gibt zwei Arten von Isomerie: strukturell und räumlich(Stereoisomerie). Strukturisomere unterscheiden sich voneinander in der Reihenfolge der Bindung der Atome im Molekül; Stereoisomere – die Anordnung von Atomen im Raum mit der gleichen Reihenfolge der Bindungen zwischen ihnen.

Hauptarten der Isomerie:

· Strukturisomerie – Stoffe unterscheiden sich in der Reihenfolge der Bindung von Atomen in Molekülen:

1) Isomerie des Kohlenstoffgerüsts;

2) Positionsisomerie:

• Mehrfachbindungen;
• Abgeordnete;
• funktionelle Gruppen;

3) Isomerie homologer Reihen (Interklasse).

· Räumliche Isomerie – Stoffmoleküle unterscheiden sich nicht in der Reihenfolge der Bindung der Atome, sondern in ihrer Position im Raum: cis-, trans-Isomerie (geometrisch).

Klassifizierung organischer Stoffe

Es ist bekannt, dass die Eigenschaften organischer Stoffe durch ihre Zusammensetzung und chemische Struktur bestimmt werden. Daher ist es nicht verwunderlich, dass die Klassifizierung organischer Verbindungen auf der Strukturtheorie basiert – der Theorie von A. M. Butlerov. Organische Substanzen werden nach dem Vorhandensein und der Reihenfolge der Atomverbindungen in ihren Molekülen klassifiziert. Der haltbarste und am wenigsten veränderliche Teil des Moleküls einer organischen Substanz ist dieser Skelett – Kette aus Kohlenstoffatomen. Abhängig von der Reihenfolge der Verbindung der Kohlenstoffatome in dieser Kette werden Stoffe in unterteilt azyklisch, die keine geschlossenen Ketten von Kohlenstoffatomen in Molekülen enthalten, und carbozyklisch solche Ketten (Zyklen) in Molekülen enthalten.

Moleküle organischer Substanzen können neben Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen auch Atome anderer chemischer Elemente enthalten. Als heterozyklische Verbindungen werden Stoffe bezeichnet, in deren Molekülen diese sogenannten Heteroatome in einer geschlossenen Kette eingebunden sind.

Heteroatome(Sauerstoff, Stickstoff usw.) können Teil von Molekülen und azyklischen Verbindungen sein und in ihnen funktionelle Gruppen bilden, zum Beispiel

Hydroxyl

Carbonyl

,

Carboxyl

,

Aminogruppe

.

Funktionelle Gruppe- eine Gruppe von Atomen, die die charakteristischsten chemischen Eigenschaften eines Stoffes und seine Zugehörigkeit zu einer bestimmten Klasse von Verbindungen bestimmt.

Nomenklatur organischer Verbindungen

Zu Beginn der Entwicklung der organischen Chemie wurden die zu entdeckenden Verbindungen zugeordnet Trivialnamen, oft mit der Geschichte ihrer Herstellung verbunden: Essigsäure (die die Grundlage von Weinessig bildet), Buttersäure (in Butter gebildet), Glykol (d. h. „süß“) usw. Mit zunehmender Zahl neu entdeckter Substanzen wurde die Es entstand die Notwendigkeit, Namen mit ihrer Struktur zu verknüpfen. So entstanden rationale Namen: Methylamin, Diethylamin, Ethylalkohol, Methylethylketon, die auf dem Namen der einfachsten Verbindung basieren. Für komplexere Verbindungen ist die rationale Nomenklatur nicht geeignet.

Die Strukturtheorie von A. M. Butlerov lieferte die Grundlage für die Klassifizierung und Nomenklatur organischer Verbindungen nach Strukturelementen und der Anordnung der Kohlenstoffatome im Molekül. Derzeit wird die am häufigsten verwendete Nomenklatur von entwickelt Internationale Union für reine und angewandte Chemie (IUPAC), die Nomenklatur genannt wird IUPAC. Die IUPAC-Regeln empfehlen mehrere Prinzipien für die Namensbildung, eines davon ist das Substitutionsprinzip. Darauf aufbauend wurde eine Ersatznomenklatur entwickelt, die am universellsten ist. Stellen wir einige Grundregeln der Substitutionsnomenklatur vor und betrachten deren Anwendung am Beispiel einer heterofunktionellen Verbindung mit zwei funktionellen Gruppen – der Aminosäure Leucin:

1. Die Namen von Verbindungen basieren auf der Grundstruktur (der Hauptkette eines azyklischen Moleküls, eines carbozyklischen oder heterozyklischen Systems). Der Name der übergeordneten Struktur bildet die Basis des Namens, den Wortstamm.

In diesem Fall ist die Grundstruktur eine Kette aus fünf Kohlenstoffatomen, die durch Einfachbindungen verbunden sind. Daher ist der Wurzelbestandteil des Namens Pentan.

2. Charakteristische Gruppen und Substituenten (Strukturelemente) werden durch Präfixe und Suffixe bezeichnet. Charakteristische Gruppen werden nach Dienstalter unterteilt. Rangfolge der Hauptgruppen:

Es wird die übergeordnete Merkmalsgruppe identifiziert, die im Suffix bezeichnet wird. Alle anderen Substituenten werden im Präfix in alphabetischer Reihenfolge genannt.

In diesem Fall ist die oberste charakteristische Gruppe Carboxyl, d. h. diese Verbindung gehört zur Klasse der Carbonsäuren, daher fügen wir -ic-Säure an den Restteil des Namens an. Die zweitälteste Gruppe ist die Aminogruppe, die mit dem Präfix Amino- bezeichnet wird. Darüber hinaus enthält das Molekül den Kohlenwasserstoffsubstituenten Methyl-. Daher ist die Namensbasis Aminomethylpentansäure.

3. Der Name beinhaltet die Bezeichnung der Doppel- und Dreifachbindung, die unmittelbar nach der Wurzel steht.

Die betreffende Verbindung enthält keine Mehrfachbindungen.

4. Die Atome der Grundstruktur sind nummeriert. Die Nummerierung beginnt an dem Ende der Kohlenstoffkette, dem die höchste charakteristische Gruppe am nächsten liegt:

Die Nummerierung der Kette beginnt mit dem Kohlenstoffatom, das Teil der Carboxylgruppe ist, ihm wird die Nummer 1 zugewiesen. In diesem Fall befindet sich die Aminogruppe an Kohlenstoff 2 und die Methylgruppe an Kohlenstoff 4.

Daher wird die natürliche Aminosäure Leucin nach den Regeln der IUPAC-Nomenklatur als 2-Amino-4-methylpentansäure bezeichnet.

Kohlenwasserstoffe. Klassifizierung von Kohlenwasserstoffen

Kohlenwasserstoffe- Das sind Verbindungen, die nur aus Wasserstoff- und Kohlenstoffatomen bestehen.

Abhängig von der Struktur der Kohlenstoffkette werden organische Verbindungen in offenkettige Verbindungen unterteilt – azyklisch(aliphatisch) und zyklisch- mit einer geschlossenen Atomkette.

Zyklische werden in zwei Gruppen unterteilt: carbozyklische Verbindungen(Zyklen werden nur durch Kohlenstoffatome gebildet) und heterozyklisch(Die Zyklen umfassen auch andere Atome, wie Sauerstoff, Stickstoff, Schwefel).

Zu den carbozyklischen Verbindungen gehören wiederum zwei Reihen von Verbindungen: alizyklisch Und aromatisch.

Aromatische Verbindungen basieren auf der Molekülstruktur flache kohlenstoffhaltige Kreisläufe mit einem speziellen geschlossenen System von p-Elektronen, wodurch ein gemeinsames π-System (eine einzelne π-Elektronenwolke) entsteht. Aromatizität ist auch für viele heterozyklische Verbindungen charakteristisch.

Alle anderen carbocyclischen Verbindungen gehören zur alicyclischen Reihe.

Sowohl azyklische (aliphatische) als auch zyklische Kohlenwasserstoffe können Mehrfachbindungen (Doppel- oder Dreifachbindungen) enthalten. Solche Kohlenwasserstoffe werden genannt unbegrenzt(ungesättigt) im Gegensatz zu limitierend (gesättigt), das nur Einfachbindungen enthält.

Gesättigte aliphatische Kohlenwasserstoffe werden genannt Alkane, sie haben die allgemeine Formel C n H 2n+2, wobei n die Anzahl der Kohlenstoffatome ist. Ihr alter Name wird heute oft verwendet – Paraffine:

Als ungesättigte aliphatische Kohlenwasserstoffe werden bezeichnet, die eine Doppelbindung enthalten Alkene. Sie haben die allgemeine Formel C n H 2n:

Als ungesättigte aliphatische Kohlenwasserstoffe werden zwei Doppelbindungen bezeichnet Alkadiene. Ihre allgemeine Formel lautet C n H 2n-2:

Man bezeichnet ungesättigte aliphatische Kohlenwasserstoffe mit einer Dreifachbindung Alkine. Ihre allgemeine Formel lautet C n H 2n - 2:

Gesättigte alicyclische Kohlenwasserstoffe - Cycloalkane, ihre allgemeine Formel lautet C n H 2n:

Eine besondere Gruppe von Kohlenwasserstoffen, aromatisch oder Arenen(mit einem geschlossenen gemeinsamen n-elektronischen System), bekannt am Beispiel von Kohlenwasserstoffen mit der allgemeinen Formel C n H 2n - 6:

Wenn also in ihren Molekülen ein oder mehrere Wasserstoffatome durch andere Atome oder Atomgruppen (Halogene, Hydroxylgruppen, Aminogruppen usw.) ersetzt werden, entstehen Kohlenwasserstoffderivate: Halogenderivate, sauerstoffhaltige, stickstoffhaltige und andere organische Verbindungen.

Homologe Reihe von Kohlenwasserstoffen

Kohlenwasserstoffe und ihre Derivate mit derselben funktionellen Gruppe bilden homologe Reihen.

Homologe serie Benennen Sie eine Reihe von Verbindungen, die zur gleichen Klasse gehören (Homologe), in aufsteigender Reihenfolge ihrer relativen Molekülmassen angeordnet, in Struktur und chemischen Eigenschaften ähnlich, wobei sich jedes Mitglied vom vorherigen durch den homologen Unterschied CH 2 unterscheidet. Zum Beispiel: CH 4 – Methan, C 2 H 6 – Ethan, C 3 H 8 – Propan, C 4 H 10 – Butan usw. Die Ähnlichkeit der chemischen Eigenschaften von Homologen vereinfacht die Untersuchung organischer Verbindungen erheblich.

Kohlenwasserstoffisomere

Als solche werden Atome oder Atomgruppen bezeichnet, die die charakteristischsten Eigenschaften einer bestimmten Stoffklasse bestimmen funktionelle Gruppen.

Halogenderivate von Kohlenwasserstoffen können als Produkte des Ersatzes eines oder mehrerer Wasserstoffatome in Kohlenwasserstoffen durch Halogenatome betrachtet werden. Demnach kann es endliche und ungesättigte Mono-, Di-, Tri- (im allgemeinen Fall Poly-) geben. Halogenderivate.

Allgemeine Formel von Monohalogenderivaten gesättigter Kohlenwasserstoffe:

und die Zusammensetzung wird durch die Formel ausgedrückt

wobei R der Rest eines gesättigten Kohlenwasserstoffs (Alkans) ist, ein Kohlenwasserstoffrest (diese Bezeichnung wird weiter verwendet, wenn andere Klassen organischer Substanzen betrachtet werden), G ein Halogenatom (F, Cl, Br, I).

Zum Beispiel:

Hier ist ein Beispiel für ein Dihalogenderivat:

ZU sauerstoffhaltige organische Substanzen Dazu gehören Alkohole, Phenole, Aldehyde, Ketone, Carbonsäuren, Ether und Ester. Alkohole sind Derivate von Kohlenwasserstoffen, bei denen ein oder mehrere Wasserstoffatome durch Hydroxylgruppen ersetzt sind.

Alkohole werden als einwertige Alkohole bezeichnet, wenn sie eine Hydroxylgruppe haben, und als gesättigt, wenn sie Derivate von Alkanen sind.

Allgemeine Formel für Grenzwert einwertige Alkohole:

und ihre Zusammensetzung wird durch die allgemeine Formel ausgedrückt:

Zum Beispiel:

Bekannte Beispiele mehrwertige Alkohole, also mit mehreren Hydroxylgruppen:

Phenole- Derivate aromatischer Kohlenwasserstoffe (Benzolreihe), bei denen ein oder mehrere Wasserstoffatome im Benzolring durch Hydroxylgruppen ersetzt sind.

Der einfachste Vertreter mit der Formel C 6 H 5 OH oder

Phenol genannt.

Aldehyde und Ketone- Derivate von Kohlenwasserstoffen, die Carbonylgruppen von Atomen enthalten

(Carbonyl).

In Molekülen Aldehyde Eine Carbonylbindung verbindet sich mit einem Wasserstoffatom, die andere mit einem Kohlenwasserstoffrest. Allgemeine Formel von Aldehyden:

Zum Beispiel:

Im Fall von Ketone die Carbonylgruppe an zwei (im Allgemeinen unterschiedliche) Reste gebunden ist, lautet die allgemeine Formel von Ketonen:

Zum Beispiel:

Die Zusammensetzung gesättigter Aldehyde und Ketone wird durch die Formel C 2n H 2n O ausgedrückt.

Carbonsäuren- Kohlenwasserstoffderivate mit Carboxylgruppen

(oder -COOH).

Wenn ein Säuremolekül eine Carboxylgruppe enthält, ist die Carbonsäure einbasig. Allgemeine Formel gesättigter einbasiger Säuren:

Ihre Zusammensetzung wird durch die Formel C n H 2n O 2 ausgedrückt.

Zum Beispiel:

Äther sind organische Substanzen, die zwei durch ein Sauerstoffatom verbundene Kohlenwasserstoffreste enthalten: R-O-R oder R 1 -O-R 2.

Radikale können gleich oder unterschiedlich sein. Die Zusammensetzung von Ethern wird durch die Formel C n H 2n+2 O ausgedrückt.

Zum Beispiel:

Ester- Verbindungen, die durch Ersetzen des Wasserstoffatoms der Carboxylgruppe in Carbonsäuren durch einen Kohlenwasserstoffrest entstehen.

Allgemeine Formel der Ester:

Zum Beispiel:

Nitroverbindungen- Derivate von Kohlenwasserstoffen, in denen ein oder mehrere Wasserstoffatome durch eine Nitrogruppe -NO 2 ersetzt sind.

Allgemeine Formel gesättigter Mononitroverbindungen:

und die Zusammensetzung wird durch die allgemeine Formel C n H 2n+1 NO 2 ausgedrückt.

Zum Beispiel:

Nitro-Derivate von Arenen:

Amine- Verbindungen, die als Derivate des Ammoniaks (NH 3) gelten und bei denen die Wasserstoffatome durch Kohlenwasserstoffreste ersetzt sind. Je nach Art des Radikals können Amine aliphatisch sein, zum Beispiel:

und aromatisch, zum Beispiel:

Abhängig von der Anzahl der durch Radikale ersetzten Wasserstoffatome unterscheidet man:

primäre Amine mit der allgemeinen Formel:

sekundär- mit der allgemeinen Formel:

Tertiär-- mit der allgemeinen Formel:

Im Einzelfall können sekundäre und tertiäre Amine die gleichen Reste aufweisen.

Unter primären Aminen versteht man auch Derivate von Kohlenwasserstoffen (Alkanen), bei denen ein Wasserstoffatom durch eine Aminogruppe -NH 2 ersetzt ist. Die Zusammensetzung gesättigter primärer Amine wird durch die Formel C n H 2n + 3 N ausgedrückt.

Zum Beispiel:

Aminosäuren enthalten zwei funktionelle Gruppen, die an einen Kohlenwasserstoffrest gebunden sind: die Aminogruppe -NH 2 und die Carboxylgruppe -COOH.

Die allgemeine Formel der α-Aminosäuren (sie sind am wichtigsten für den Aufbau von Proteinen, aus denen lebende Organismen bestehen):

Die Zusammensetzung gesättigter Aminosäuren mit einer Aminogruppe und einer Carboxylgruppe wird durch die Formel C n H 2n + 1 NO 2 ausgedrückt.

Zum Beispiel:

Es sind weitere wichtige organische Verbindungen bekannt, die mehrere unterschiedliche oder identische funktionelle Gruppen aufweisen, also lange lineare Ketten, die mit Benzolringen verbunden sind. In solchen Fällen ist eine strikte Bestimmung der Zugehörigkeit eines Stoffes zu einer bestimmten Klasse nicht möglich. Diese Verbindungen werden häufig in bestimmte Stoffgruppen eingeteilt: Kohlenhydrate, Proteine, Nukleinsäuren, Antibiotika, Alkaloide usw.

Derzeit sind auch viele Verbindungen bekannt, die sowohl organisch als auch anorganisch klassifiziert werden können. x werden Organoelementverbindungen genannt. Einige von ihnen können als Kohlenwasserstoffderivate betrachtet werden.

Zum Beispiel:

Es gibt Verbindungen, die die gleiche Summenformel haben, die die Zusammensetzung der Stoffe ausdrückt.

Das Phänomen der Isomerie besteht darin, dass es mehrere Stoffe mit unterschiedlichen Eigenschaften geben kann, die die gleiche molekulare Zusammensetzung, aber unterschiedliche Strukturen haben. Diese Stoffe nennt man Isomere.

In unserem Fall handelt es sich um Interklassenisomere: Cycloalkane und Alkane, Alkadiene und Alkine, gesättigte einwertige Alkohole und Ether, Aldehyde und Ketone, gesättigte Monocarbonsäuren und Ester.

Strukturisomerie

Folgende Sorten werden unterschieden Strukturisomerie: Isomerie des Kohlenstoffgerüsts, Positionsisomerie, Isomerie verschiedener Klassen organischer Verbindungen (Interklassenisomerie).

Die Isomerie des Kohlenstoffgerüsts ist darauf zurückzuführen unterschiedliche Bindungsordnung zwischen Kohlenstoffatomen und bildet das Gerüst des Moleküls. Wie bereits gezeigt, entspricht die Summenformel C 4 H 10 zwei Kohlenwasserstoffen: n-Butan und Isobutan. Für den Kohlenwasserstoff C5H12 sind drei Isomere möglich: Pentan, Isopentan und Neopentan.

Mit zunehmender Zahl der Kohlenstoffatome in einem Molekül nimmt die Zahl der Isomere schnell zu. Für den Kohlenwasserstoff C 10 H 22 sind es bereits 75 und für den Kohlenwasserstoff C 20 H 44 - 366.319.

Positionsisomerie ist auf unterschiedliche Positionen der Mehrfachbindung, des Substituenten und der funktionellen Gruppe bei demselben Kohlenstoffgerüst des Moleküls zurückzuführen:

Die Isomerie verschiedener Klassen organischer Verbindungen (Interklassenisomerie) ist auf unterschiedliche Positionen und Kombinationen von Atomen in den Molekülen von Stoffen zurückzuführen, die dieselbe Summenformel haben, aber zu unterschiedlichen Klassen gehören. Somit entspricht die Summenformel C 6 H 12 dem ungesättigten Kohlenwasserstoff Hexen-1 und dem zyklischen Kohlenwasserstoff Cyclohexan.

Die Isomere sind ein mit Alkinen verwandter Kohlenwasserstoff – Butin-1 und ein Kohlenwasserstoff mit zwei Doppelbindungen in der Butadien-1,3-Kette:

Diethylether und Butylalkohol haben die gleiche Summenformel C 4 H 10 O:

Die Strukturisomere sind Aminoessigsäure und Nitroethan, entsprechend der Summenformel C 2 H 5 NO 2:

Derartige Isomere enthalten unterschiedliche funktionelle Gruppen und gehören unterschiedlichen Stoffklassen an. Daher unterscheiden sie sich in ihren physikalischen und chemischen Eigenschaften deutlich stärker als Kohlenstoffgerüstisomere oder Positionsisomere.

Raumisomerie

Raumisomerie ist in zwei Typen unterteilt: geometrisch und optisch.

Geometrische Isomerie ist charakteristisch für Verbindungen enthaltende Doppelbindungen und zyklische Verbindungen. Da eine freie Rotation von Atomen um eine Doppelbindung oder in einem Ring unmöglich ist, können sich die Substituenten entweder auf derselben Seite der Ebene der Doppelbindung oder des Rings (cis-Position) oder auf gegenüberliegenden Seiten (trans-Position) befinden. Die Bezeichnungen cis und trans beziehen sich meist auf ein Paar identischer Substituenten.

Geometrische Isomere unterscheiden sich in ihren physikalischen und chemischen Eigenschaften.

Es kommt zu optischer Isomerie wenn das Molekül mit seinem Bild im Spiegel nicht kompatibel ist. Dies ist möglich, wenn das Kohlenstoffatom im Molekül vier verschiedene Substituenten aufweist. Dieses Atom heißt asymmetrisch. Ein Beispiel für ein solches Molekül ist das α-Aminopropionsäure (α-Alanin)-Molekül CH 3 CH(NH 2)OH.

Das α-Alanin-Molekül kann bei keiner Bewegung mit seinem Spiegelbild zusammenfallen. Solche räumlichen Isomere werden Spiegel, optische Antipoden oder Enantiomere genannt. Alle physikalischen und fast alle chemischen Eigenschaften solcher Isomere sind identisch.

Die Untersuchung der optischen Isomerie ist notwendig, wenn man viele im Körper ablaufende Reaktionen berücksichtigt. Die meisten dieser Reaktionen laufen unter der Wirkung von Enzymen ab – biologischen Katalysatoren. Die Moleküle dieser Stoffe müssen wie ein Schlüssel zu einem Schloss zu den Molekülen der Verbindungen passen, auf die sie einwirken. Daher sind die räumliche Struktur, die relative Anordnung der Molekülabschnitte und andere räumliche Faktoren für den Ablauf dieser Reaktionen von großer Bedeutung . Solche Reaktionen werden stereoselektiv genannt.

Die meisten Naturstoffe sind einzelne Enantiomere und ihre biologischen Wirkungen (von Geschmack und Geruch bis hin zu medizinischen Wirkungen) unterscheiden sich stark von den Eigenschaften ihrer im Labor gewonnenen optischen Antipoden. Ein solcher Unterschied in der biologischen Aktivität ist von großer Bedeutung, da er der wichtigsten Eigenschaft aller lebenden Organismen zugrunde liegt – dem Stoffwechsel.

Isomerie

Elektronische Struktur des Kohlenstoffatoms

In organischen Verbindungen enthaltener Kohlenstoff weist eine konstante Wertigkeit auf. Das letzte Energieniveau des Kohlenstoffatoms enthält 4 Elektronen, von denen zwei ein 2s-Orbital besetzen, das eine Kugelform hat, und zwei Elektronen ein 2p-Orbital besetzen, das eine Hantelform hat. Bei Anregung kann sich ein Elektron vom 2s-Orbital in eines der freien 2p-Orbitale bewegen. Dieser Übergang erfordert einen gewissen Energieaufwand (403 kJ/mol). Infolgedessen verfügt das angeregte Kohlenstoffatom über 4 ungepaarte Elektronen und seine elektronische Konfiguration wird durch die Formel 2s 1 2p 3 ausgedrückt. Im Fall des Methankohlenwasserstoffs (CH 4) bildet das Kohlenstoffatom also 4 Bindungen mit den s -Elektronen von Wasserstoffatomen. In diesem Fall 1 s-s-Bindung (zwischen dem s-Elektron des Kohlenstoffatoms und dem s-Elektron des Wasserstoffatoms) und 3 p-s-Bindungen (zwischen 3 p-Elektronen des Kohlenstoffatoms und 3 s-Elektronen von 3 Wasserstoff). Atome) sollen gebildet werden. Dies lässt den Schluss zu, dass die vier kovalenten Bindungen, die ein Kohlenstoffatom bildet, ungleich sind. Praktische Erfahrungen in der Chemie zeigen jedoch, dass alle 4 Bindungen in einem Methanmolekül absolut gleichwertig sind und das Methanmolekül eine tetraedrische Struktur mit Bindungswinkeln von 109,5 0 aufweist, was bei ungleichen Bindungen nicht der Fall sein könnte. Schließlich sind nur die Orbitale von p-Elektronen im Raum entlang zueinander senkrechter Achsen x, y, z ausgerichtet, und das Orbital eines s-Elektrons hat eine Kugelform, also wäre die Richtung der Bindungsbildung mit diesem Elektron willkürlich. Die Hybridisierungstheorie konnte diesen Widerspruch erklären. L. Polling schlug vor, dass es in keinem Molekül keine voneinander isolierten Bindungen gibt. Bei der Bildung von Bindungen überlappen sich die Orbitale aller Valenzelektronen. Es sind mehrere Typen bekannt Hybridisierung von Elektronenorbitalen. Es wird angenommen, dass im Molekül von Methan und anderen Alkanen 4 Elektronen eine Hybridisierung eingehen.

Hybridisierung von Kohlenstoffatomorbitalen

Orbitale Hybridisierung ist eine Änderung der Form und Energie einiger Elektronen während der Bildung einer kovalenten Bindung, die zu einer effizienteren Orbitalüberlappung und einer erhöhten Bindungsstärke führt. Orbitalhybridisierung tritt immer dann auf, wenn Elektronen verschiedener Orbitaltypen an der Bildung von Bindungen beteiligt sind.

1. sp 3 -Hybridisierung(erster Wertigkeitszustand von Kohlenstoff). Bei der sp 3 -Hybridisierung interagieren 3 p-Orbitale und das One-Orbital eines angeregten Kohlenstoffatoms so, dass die resultierenden Orbitale absolut energiegleich und symmetrisch im Raum angeordnet sind. Diese Transformation kann wie folgt geschrieben werden:

Bei der Hybridisierung ändert sich nicht die Gesamtzahl der Orbitale, sondern nur deren Energie und Form. Es wird gezeigt, dass sp 3 -Hybridisierungsorbitale einer dreidimensionalen Acht ähneln, von der eine Klinge viel größer ist als die andere. Vier Hybridorbitale erstrecken sich vom Zentrum zu den Eckpunkten eines regelmäßigen Tetraeders im Winkel von 109,5°. Bindungen, die durch Hybridelektronen gebildet werden (z. B. eine s-sp-3-Bindung), sind stärker als Bindungen, die durch nicht hybridisierte p-Elektronen gebildet werden (z. B. eine sp-Bindung). Weil das hybride sp 3-Orbital einen größeren Bereich der Elektronenorbitalüberlappung bietet als das nicht hybridisierte p-Orbital. Moleküle, in denen eine sp 3 -Hybridisierung stattfindet, haben eine tetraedrische Struktur. Dazu gehören neben Methan auch Methanhomologe, anorganische Moleküle wie Ammoniak. Die Abbildungen zeigen ein hybridisiertes Orbital und ein tetraedrisches Methanmolekül.

Die chemischen Bindungen, die in Methan zwischen Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen entstehen, sind vom Typ σ-Bindungen (sp 3 -s-Bindung). Im Allgemeinen zeichnet sich jede Sigma-Bindung dadurch aus, dass sich die Elektronendichte zweier miteinander verbundener Atome entlang der Linie überlappt, die die Zentren (Kerne) der Atome verbindet. σ-Bindungen entsprechen dem maximal möglichen Grad der Überlappung von Atomorbitalen und sind daher recht stark.

2. sp 2 -Hybridisierung(zweiter Wertigkeitszustand von Kohlenstoff). Es entsteht durch die Überlappung eines 2s- und zweier 2p-Orbitale. Die resultierenden sp 2 -Hybridorbitale liegen in derselben Ebene in einem Winkel von 120 0 zueinander, und das nicht hybridisierte p-Orbital steht senkrecht dazu. Die Gesamtzahl der Orbitale ändert sich nicht – es gibt vier davon.

Der sp2-Hybridisierungszustand kommt in Alkenmolekülen, in Carbonyl- und Carboxylgruppen vor, d.h. in Verbindungen, die eine Doppelbindung enthalten. Somit bilden im Ethylenmolekül die hybridisierten Elektronen des Kohlenstoffatoms 3 σ-Bindungen (zwei Bindungen vom Typ sp 2 -s zwischen dem Kohlenstoffatom und den Wasserstoffatomen und eine Bindung vom Typ sp 2 -sp 2 zwischen den Kohlenstoffatomen). Das verbleibende unhybridisierte p-Elektron eines Kohlenstoffatoms bildet eine π-Bindung mit dem unhybridisierten p-Elektron des zweiten Kohlenstoffatoms. Ein charakteristisches Merkmal der π-Bindung ist, dass die Überlappung der Elektronenorbitale außerhalb der Verbindungslinie zwischen den beiden Atomen erfolgt. Die Überlappung der Orbitale erfolgt oberhalb und unterhalb der σ-Bindung, die beide Kohlenstoffatome verbindet. Eine Doppelbindung ist also eine Kombination aus σ- und π-Bindungen. Die ersten beiden Abbildungen zeigen, dass im Ethylenmolekül die Bindungswinkel zwischen den das Ethylenmolekül bildenden Atomen 120 0 betragen (entsprechend der räumlichen Ausrichtung der drei sp 2 -Hybridorbitale). Die Abbildungen zeigen die Bildung einer π-Bindung.

Da die Überlappungsfläche unhybridisierter p-Orbitale in π-Bindungen kleiner ist als die Überlappungsfläche von Orbitalen in σ-Bindungen, ist die π-Bindung weniger stark als die σ-Bindung und wird bei chemischen Reaktionen leichter gebrochen.

3. sp-Hybridisierung(dritte Wertigkeitsstufe von Kohlenstoff). Im Zustand der sp-Hybridisierung verfügt das Kohlenstoffatom über zwei linear in einem Winkel von 180° zueinander angeordnete sp-Hybridorbitale und zwei nicht-hybridisierte p-Orbitale, die in zwei zueinander senkrechten Ebenen liegen. Die sp-Hybridisierung ist charakteristisch für Alkine und Nitrile, d. h. für Verbindungen mit einer Dreifachbindung.

Somit betragen in einem Acetylenmolekül die Bindungswinkel zwischen Atomen 180 °. Die hybridisierten Elektronen eines Kohlenstoffatoms bilden zwei σ-Bindungen (eine sp-s-Bindung zwischen einem Kohlenstoffatom und einem Wasserstoffatom und eine weitere sp-sp-Bindung zwischen Kohlenstoffatomen). Zwei unhybridisierte p-Elektronen eines Kohlenstoffatoms bilden zwei π-Bindungen mit unhybridisiertem p Die Überlappung der p-Elektronenorbitale erfolgt nicht nur oberhalb und unterhalb der σ-Bindung, sondern auch davor und dahinter, und die gesamte p-Elektronenwolke hat eine zylindrische Form eine Kombination aus einer σ-Bindung und zwei π-Bindungen. Das Vorhandensein von weniger starken zwei π-Bindungen im Acetylenmolekül gewährleistet die Fähigkeit dieser Substanz, unter Spaltung der Dreifachbindung Additionsreaktionen einzugehen.

Referenzmaterial zur Durchführung des Tests:

Mendelejew-Tisch

Löslichkeitstabelle

Im Grundzustand verfügt das Kohlenstoffatom C (1s 2 2s 2 2p 2) über zwei ungepaarte Elektronen, wodurch nur zwei gemeinsame Elektronenpaare gebildet werden können. In den meisten seiner Verbindungen ist Kohlenstoff jedoch vierwertig. Dies wird durch die Tatsache erklärt, dass das Kohlenstoffatom, das eine kleine Energiemenge absorbiert, in einen angeregten Zustand übergeht, in dem es 4 ungepaarte Elektronen hat, d.h. bildungsfähig vier kovalente Bindungen und sind an der Bildung von vier gemeinsamen Elektronenpaaren beteiligt:

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

↓

1

↓

P

↓

P

S

S

Die Anregungsenergie wird durch die Bildung chemischer Bindungen kompensiert, die unter Energiefreisetzung erfolgt.

Kohlenstoffatome haben die Fähigkeit, drei Arten der Hybridisierung von Elektronenorbitalen zu bilden ( S. 3, S. 2, sp) und die Bildung mehrerer (Doppel- und Dreifach-)Bindungen untereinander (Tabelle 2.2).

Tabelle 2.2

Arten der Hybridisierung und Molekülgeometrie

Eine einfache (einzelne) S-Verbindung wird ausgeführt, wenn S. 3-Hybridisierung, bei der alle vier Hybridorbitale äquivalent sind und im Raum in einem Winkel von 109°29 ' zueinander ausgerichtet und an den Eckpunkten eines regelmäßigen Tetraeders ausgerichtet sind (Abb. 2.8).

Reis. 2.8. Bildung des Methanmoleküls CH 4

Wenn sich hybride Kohlenstofforbitale mit sphärischen überlappen S-Orbitale des Wasserstoffatoms, dann entsteht die einfachste organische Verbindung Methan CH 4 – ein gesättigter Kohlenwasserstoff.

Von großem Interesse ist die Untersuchung der Bindungen von Kohlenstoffatomen untereinander und mit Atomen anderer Elemente. Betrachten wir die Struktur der Moleküle Ethan, Ethylen und Acetylen.

Die Winkel zwischen allen Bindungen im Ethanmolekül sind nahezu genau gleich (Abb. 2.9) und unterscheiden sich nicht von den C - H-Winkeln im Methanmolekül.

Daher befinden sich die Kohlenstoffatome in einem Zustand S. 3-Hybridisierung.

Reis. 2.9. Ethanmolekül C 2 H 6

Die Hybridisierung der elektronischen Orbitale von Kohlenstoffatomen kann unvollständig sein, d.h. zwei ( S. 2-Hybridisierung) oder eine ( sp-Hybridisierung) von drei R-Orbitale. In diesem Fall werden zwischen den Kohlenstoffatomen gebildet mehrere Verbindungen (doppelt oder dreifach). Kohlenwasserstoffe mit Mehrfachbindungen werden als ungesättigt oder ungesättigt bezeichnet. Eine Doppelbindung (C=C) entsteht, wenn S. 2-Hybridisierung.

In diesem Fall hat jedes Kohlenstoffatom eines von drei R-Orbitale sind an der Hybridisierung nicht beteiligt, was zur Bildung von drei führt S. 2-hybride Orbitale, die in derselben Ebene in einem Winkel von 120° zueinander liegen, und nicht-hybride 2 R Das -Orbital steht senkrecht zu dieser Ebene. Zwei Kohlenstoffatome verbinden sich zu einer s-Bindung aufgrund überlappender Hybridorbitale und einer p-Bindung aufgrund der Überlappung R-Orbitale.

Wechselwirkung freier Hybridorbitale von Kohlenstoff mit 1 S-Orbitale von Wasserstoffatomen führen zur Bildung eines Ethylenmoleküls C 2 H 4 (Abb. 2.10) – dem einfachsten Vertreter ungesättigter Kohlenwasserstoffe.

Reis. 2.10. Bildung eines Ethylenmoleküls C 2 H 4

Bei einer p-Bindung ist die Überlappung der Elektronenorbitale geringer und die Zonen mit erhöhter Elektronendichte liegen weiter von den Atomkernen entfernt, sodass diese Bindung weniger stark ist als die s-Bindung.

Eine Dreifachbindung besteht aus einer S-Bindung und zwei P-Bindungen. In diesem Fall befinden sich die Elektronenorbitale in einem Zustand der sp-Hybridisierung, deren Bildung aufgrund eines erfolgt S- und ein R-Orbitale (Abb. 2.11).

Die beiden Hybridorbitale stehen in einem Winkel von 180° zueinander, die übrigen zwei Nicht-Hybridorbitale R-Orbitale liegen in zwei zueinander senkrechten Ebenen. Im Acetylenmolekül C 2 H 2 findet die Bildung einer Dreifachbindung statt (siehe Abb. 2.11).

Reis. 2.11. Bildung eines Acetylenmoleküls C 2 H 2

Eine besondere Bindungsart entsteht bei der Bildung eines Benzolmoleküls (C 6 H 6), dem einfachsten Vertreter aromatischer Kohlenwasserstoffe.

Benzol enthält sechs Kohlenstoffatome, die in einem Ring (Benzolring) miteinander verbunden sind, wobei sich jedes Kohlenstoffatom im Zustand der sp 2 -Hybridisierung befindet (Abb. 2.12).

Reis. 2.12. sp 2 – Orbitale des Benzolmoleküls C 6 H 6

Alle im Benzolmolekül enthaltenen Kohlenstoffatome befinden sich in derselben Ebene. Jedes Kohlenstoffatom im sp 2-Hybridisierungszustand verfügt über ein weiteres nicht-hybrides p-Orbital mit einem ungepaarten Elektron, das eine p-Bindung bildet (Abb. 2.13).

Die Achse ist so R-Orbitale stehen senkrecht zur Ebene des Benzolmoleküls.

Alle sechs sind nicht hybrid R-Orbitale bilden ein gemeinsames bindendes molekulares p-Orbital, und alle sechs Elektronen verbinden sich zu einem p-Elektronensextett.

Die Grenzfläche eines solchen Orbitals liegt oberhalb und unterhalb der Ebene des Kohlenstoff-S-Gerüsts. Durch die kreisförmige Überlappung entsteht ein einzelnes delokalisiertes p-System, das alle Kohlenstoffatome des Zyklus abdeckt (Abb. 2.13).

Benzol wird schematisch als Sechseck mit einem Ring im Inneren dargestellt, was darauf hindeutet, dass eine Delokalisierung von Elektronen und entsprechenden Bindungen stattfindet.

Reis. 2.13. -Bindungen im Benzolmolekül C 6 H 6

Ionische chemische Bindung

Ionenverbindung- eine chemische Bindung, die durch gegenseitige elektrostatische Anziehung entgegengesetzt geladener Ionen entsteht und bei der ein stabiler Zustand durch vollständige Übertragung der Gesamtelektronendichte auf ein Atom eines elektronegativeren Elements erreicht wird.

Eine rein ionische Bindung ist der Grenzfall einer kovalenten Bindung.

In der Praxis wird die vollständige Übertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderes Atom durch eine Bindung nicht realisiert, da jedes Element einen größeren oder kleineren (aber nicht null) EO hat und jede chemische Bindung bis zu einem gewissen Grad kovalent ist.

Eine solche Bindung entsteht bei einem großen Unterschied im EO von Atomen, beispielsweise zwischen Kationen S-Metalle der ersten und zweiten Gruppe des Periodensystems und Anionen von Nichtmetallen der Gruppen VIА und VIIА (LiF, NaCl, CsF usw.).

Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung Die Ionenbindung hat keine Richtungsabhängigkeit . Dies erklärt sich dadurch, dass das elektrische Feld des Ions sphärische Symmetrie aufweist, d.h. nimmt mit der Entfernung nach dem gleichen Gesetz in jede Richtung ab. Daher ist die Wechselwirkung zwischen Ionen richtungsunabhängig.

Die Wechselwirkung zweier Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen kann nicht zu einer vollständigen gegenseitigen Kompensation ihrer Kraftfelder führen. Dadurch behalten sie die Fähigkeit, Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen in andere Richtungen anzuziehen. Daher ist im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung Ionenbindung ist auch durch Ungesättigtheit gekennzeichnet .

Der Mangel an Direktionalität und Sättigung in Ionenbindungen bestimmt die Tendenz ionischer Moleküle zur Assoziation. Alle ionischen Verbindungen im festen Zustand besitzen ein ionisches Kristallgitter, in dem jedes Ion von mehreren Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen umgeben ist. In diesem Fall sind alle Bindungen eines bestimmten Ions mit benachbarten Ionen gleichwertig.

Metallverbindung

Metalle zeichnen sich durch eine Reihe besonderer Eigenschaften aus: elektrische und thermische Leitfähigkeit, ein charakteristischer metallischer Glanz, Formbarkeit, hohe Duktilität und große Festigkeit. Diese spezifischen Eigenschaften von Metallen können durch eine besondere Art der chemischen Bindung erklärt werden Metall .

Eine metallische Bindung ist das Ergebnis überlappender delokalisierter Orbitale einander annähernder Atome im Kristallgitter eines Metalls.

Die meisten Metalle haben eine beträchtliche Anzahl unbesetzter Orbitale und eine kleine Anzahl Elektronen in ihrer äußeren elektronischen Ebene.

Daher ist es energetisch günstiger, wenn die Elektronen nicht lokalisiert sind, sondern zum gesamten Metallatom gehören. An den Gitterknoten des Metalls befinden sich positiv geladene Ionen, die in ein im Metall verteiltes Elektronen-„Gas“ eingetaucht sind:

Ich ↔ Ich n + + n .

Zwischen positiv geladenen Metallionen (Me n +) und nicht lokalisierten Elektronen (n) kommt es zu einer elektrostatischen Wechselwirkung, die die Stabilität des Stoffes gewährleistet. Die Energie dieser Wechselwirkung liegt zwischen der Energie kovalenter und molekularer Kristalle. Daher sind Elemente mit rein metallischer Bindung ( S-, Und P-Elemente) zeichnen sich durch relativ hohe Schmelzpunkte und Härte aus.

Das Vorhandensein von Elektronen, die sich frei im Kristallvolumen bewegen können, sorgt für die spezifischen Eigenschaften des Metalls

Wasserstoffverbindung

Wasserstoffverbindung – eine besondere Art der intermolekularen Wechselwirkung. Wasserstoffatome, die kovalent an ein Atom eines Elements mit hohem Elektronegativitätswert gebunden sind (am häufigsten F, O, N, aber auch Cl, S und C), tragen eine relativ hohe effektive Ladung. Dadurch können solche Wasserstoffatome elektrostatisch mit Atomen dieser Elemente interagieren.

Somit ist das H d + -Atom eines Wassermoleküls orientiert und interagiert entsprechend (wie durch drei Punkte dargestellt) mit dem O d - -Atom eines anderen Wassermoleküls:

Bindungen, die von einem H-Atom zwischen zwei Atomen elektronegativer Elemente gebildet werden, werden als Wasserstoff bezeichnet:

d- d+ d-

A − H ××× B

Die Energie einer Wasserstoffbindung ist deutlich geringer als die Energie einer herkömmlichen kovalenten Bindung (150–400 kJ/mol), diese Energie reicht jedoch aus, um eine Aggregation der Moleküle der entsprechenden Verbindungen im flüssigen Zustand, beispielsweise in, zu bewirken flüssiger Fluorwasserstoff HF (Abb. 2.14). Für Fluorverbindungen erreicht sie etwa 40 kJ/mol.

Reis. 2.14. Aggregation von HF-Molekülen aufgrund von Wasserstoffbrückenbindungen

Die Länge einer Wasserstoffbindung ist auch kürzer als die Länge einer kovalenten Bindung. Somit beträgt im Polymer (HF) n die Bindungslänge F−H = 0,092 nm und die Bindungslänge F∙∙∙H = 0,14 nm. Für Wasser beträgt die Bindungslänge O−H=0,096 nm und die Bindungslänge O∙∙∙H=0,177 nm.

Die Bildung intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen führt zu einer erheblichen Veränderung der Eigenschaften von Stoffen: einer Erhöhung der Viskosität, der Dielektrizitätskonstante, der Siede- und Schmelzpunkte.

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