El compuesto orgánico más simple es el metano. Su molécula consta de cinco átomos: un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno, distribuidos uniformemente en el espacio alrededor de este átomo de carbono central. Aquí nos enfrentamos, en primer lugar, con el postulado más importante de la química orgánica: en todas las moléculas orgánicas sin carga, el carbono es siempre tetravalente. Gráficamente, esto se expresa en el hecho de que debe estar conectado con los símbolos químicos de otros elementos o el mismo carbono con cuatro guiones. En el metano, los cuatro átomos de hidrógeno están a la misma distancia del átomo de carbono y lo más separados posible en el espacio.

En la molécula de metano, el átomo de carbono está ubicado en el centro de un tetraedro regular y cuatro átomos de hidrógeno están ubicados en sus vértices.

Así es como se ve una molécula de metano, teniendo en cuenta el tamaño de los átomos.

Para construir un modelo de una molécula, tomemos un tetraedro, es decir, un tetraedro regular formado por triángulos equiláteros, y coloquemos un átomo de carbono en su centro. Los átomos de hidrógeno estarán ubicados en los vértices del tetraedro. Conecte todos los hidrógenos al átomo de carbono central. El ángulo α entre dos de tales líneas será de 109 grados y 28 minutos.

Entonces, hemos construido un modelo de metano. Pero, ¿cuáles son las dimensiones de las moléculas en realidad? En las últimas décadas, con la ayuda de métodos de investigación física (que se discutirán más adelante), ha sido posible determinar con precisión las distancias interatómicas en las moléculas de los compuestos orgánicos. En una molécula de metano, la distancia entre los centros de un átomo de carbono y cualquier átomo de hidrógeno es de 0,109 nm (1 nanómetro, nm, es igual a 10 -9 m). Para visualizar cómo se ve una molécula en el espacio, utilizan los modelos de Stuart-Briegleb, en los que los átomos se representan como bolas de un cierto radio.

Ahora hagámonos esta pregunta: ¿Qué fuerzas unen los átomos en la molécula de un compuesto orgánico, por qué los átomos de hidrógeno no se desprenden del centro de carbono?

El átomo de carbono consta de un núcleo con carga positiva (su carga es +6) y seis electrones que ocupan varios orbitales* alrededor del núcleo, cada uno de los cuales corresponde a un cierto nivel de energía.

* (El orbital se puede considerar como una región del espacio en la que la probabilidad de encontrar un electrón es más alta.)

Dos electrones ocupan el orbital más bajo más cercano al núcleo. Ellos interactúan más fuertemente con "su" núcleo y no participan en la formación de enlaces químicos. Otra cosa son los otros cuatro electrones. Se cree que en el llamado átomo de carbono no excitado, es decir, en un átomo separado que no forma enlaces con otros átomos, estos electrones están dispuestos de la siguiente manera: dos en el subnivel inferior s y dos en un subnivel superior R. De forma algo simplificada y esquemática, podemos suponer que la nube que forma un electrón situado en s-subnivel, tiene forma de esfera. nubes R-los electrones se ven como ochos de volumen, y estos ochos se pueden ubicar en el espacio a lo largo de los ejes x, y y z. En consecuencia, cada átomo tiene tres R-orbitales: p x , r y y pz. Entonces, cada orbital en un átomo tiene una forma determinada y está ubicado en el espacio de una manera especial.

Para interactuar con otros átomos, para formar enlaces químicos con ellos, el átomo de carbono primero debe entrar en un especial, estado excitado. En este caso, un electrón salta de s-orbitales en pags-orbital. Como resultado, un electrón ocupa una esfera s-orbital, y los otros tres electrones forman tres orbitales en forma de ocho. Sin embargo, esta posición es energéticamente desfavorable para el átomo. La energía más baja del átomo corresponde a cuatro orbitales idénticos, ubicados simétricamente en el espacio. Por lo tanto, mezclar, promediar o, como dicen, hibridación disponible orbitales, lo que da como resultado cuatro nuevos orbitales idénticos.

Estos orbitales híbridos también parecen ochos, pero los ochos son unilaterales: la densidad de electrones se desplaza casi por completo hacia un lado. Tales orbitales hibridados se denotan sp 3(según el número de electrones de diferentes orbitales no híbridos que intervienen en su formación: uno con s-orbitales y tres - con R-orbitales).

¿Cómo se organiza la molécula de metano? A cada uno de los cuatro orbitales híbridos dirigidos desde el átomo de carbono en diferentes direcciones (o más bien, a las esquinas de un tetraedro imaginario que se puede construir alrededor de él), caben átomos de hidrógeno H. Un átomo de hidrógeno es un núcleo con una carga de + 1 (para un isótopo ligero de hidrógeno ordinario, solo un protón), y un electrón que ocupa un orbital esférico alrededor del protón. Las nubes de electrones de "carbono" e "hidrógeno" se superponen, y esto significa la formación de un enlace químico. Cuanto más se superponen las nubes de electrones de diferentes átomos, más fuerte es el enlace. Ahora queda claro por qué los orbitales híbridos son más rentables; después de todo, una figura de ocho que sobresale de un solo lado puede superponerse mucho más con una nube de un electrón de hidrógeno que los orbitales no híbridos menos extendidos en el espacio. Tenga en cuenta que estos argumentos son algo arbitrarios: un átomo de carbono puro, por así decirlo, único y no excitado en realidad no existe. Por lo tanto, no tiene sentido discutir cómo ocurren realmente todas estas transformaciones de orbitales, llamadas hibridación. Sin embargo, por la conveniencia de describir los enlaces químicos por medio de fórmulas y números, tales convenciones resultan útiles. Veremos esto una y otra vez.

¿Cómo obtener metano?

Una de las formas más sencillas es actuar sobre el carburo de aluminio con agua:

Sin embargo, el carburo de aluminio es un material de partida demasiado caro para obtener un producto tan común y barato como el metano, y no hay necesidad de obtenerlo a partir de otros compuestos; después de todo, el gas natural se compone de 85-98% de metano.

El metano es uno de los principales bloques de construcción a partir de los cuales se pueden construir compuestos orgánicos. ¿Qué son estos compuestos y cómo obtenerlos del metano?

De hecho, el metano es una sustancia relativamente inerte, y el conjunto de reacciones químicas que se pueden llevar a cabo con él es pequeño.

Tomemos una mezcla de dos gases: metano y cloro y colóquela en un recipiente de vidrio. Si este recipiente se mantiene en la oscuridad, no se observa ninguna reacción. Pero intentemos iluminar la botella con la luz del sol.

Un cuanto de luz interactúa con una molécula de cloro, como resultado, la molécula se divide en dos partes: dos átomos de cloro:

Los átomos resultantes son mucho más activos que las moléculas, inmediatamente atacan las moléculas de metano y capturan los átomos de hidrógeno. En este caso, se forman moléculas de cloruro de hidrógeno HCl y partículas muy inestables y muy activas, los llamados radicales metilo ⋅CH 3:

El resultado es un átomo de cloro que ya conocemos (su destino posterior no es difícil de predecir: ataca nuevas moléculas de metano y todo se repite) y el clorometano, o cloruro de metilo, es un derivado del metano en el que uno de los átomos de hidrógeno es reemplazado por cloro.

La reacción que hemos descrito pertenece a la categoría de los llamados reacciones en cadena, en el que cada etapa, como en una cadena, se conecta con la anterior y con la siguiente. Las partículas activas, el producto de una etapa (aquí se trata de átomos de cloro y radicales metilo ⋅CH 3), se utilizan en la siguiente etapa como materiales de partida. El descubrimiento de las reacciones en cadena fue uno de los acontecimientos más importantes en la historia de la ciencia química, y el académico N. N. Semenov y el científico inglés S. N. Hiishelwood recibieron el Premio Nobel por su contribución al estudio de tales reacciones y la creación de su teoría.

Si se introducen tales cantidades de reactivos en la reacción de modo que haya dos moléculas de metano por molécula de cloro, básicamente obtendremos cloruro de metilo CH 3 Cl. Si tomamos cloro en exceso, entonces la reacción de sustitución irá más allá y, además del cloruro de metilo, también obtendremos cloruro de metileno CH 2 Cl 2, cloroformo CHCl 3 y, finalmente, el producto de la sustitución completa de hidrógeno por cloro. , tetracloruro de carbono CCl 4:

Pero no olvidemos nuestra tarea: construir varias moléculas complejas a partir de bloques de construcción simples: moléculas de metano. Para esto necesitamos cloruro de metilo. Si se actúa sobre este compuesto con sodio metálico, entonces de cada dos moléculas de CH 3 Cl se forma una molécula de etano, en la que existe un enlace carbono-carbono:

¿Qué es el etano? Este es el metano, en el que uno de los hidrógenos se reemplaza por el radical metilo ⋅CH 3. Y este radical en sí, como ya sabemos, se obtiene separando un átomo de hidrógeno del metano.

Si ahora reemplazamos uno de los hidrógenos (cualquier átomo) con metilo en etano, obtendremos una nueva sustancia: propano CH 3 -CH 2 -CH 3. Sabemos cómo se puede hacer esto en la práctica: primero, en metano y etano, reemplazar un hidrógeno con cloro y luego actuar sobre la mezcla de cloruro de metilo y etilo con sodio (esta reacción se llama reacción de Wurtz en honor al químico francés que lo descubrió):

Vayamos más lejos. Reemplacemos uno de los átomos de hidrógeno en propano con cloro. ¡Resulta que ahora no importa qué átomo reemplazar! Reemplazando hidrógeno en el átomo de carbono extremo (hay dos átomos de este tipo) o en el medio, obtenemos dos compuestos diferentes: cloruro de propilo normal ( norte-cloruro de propilo) y cloruro de isopropilo:

Reemplacemos ahora los átomos de cloro en cada uno de estos compuestos con grupos metilo. Obtendremos dos butanos diferentes: butano normal (es decir, no ramificado) ( norte-butano) y Yo asi-butano:

Adjuntemos un "ladrillo" más a las moléculas obtenidas. Empecemos con norte-butano. Aquí, uno de los átomos de hidrógeno más externos puede ser reemplazado por metilo. Obtenemos pentano normal. Puede reemplazar uno de los hidrógenos medios. vamos a Yo asi-pentano. aparentemente de norte-El butano ya no sacará nada nuevo. volvamos a Yo asi- butano. Si reemplazamos uno de los hidrógenos extremos en él (en grupos CH 3), llegaremos al ya mencionado Yo asi-pentano, y reemplazando el átomo de hidrógeno único promedio, obtenemos neopentano:

Puede continuar este procedimiento indefinidamente. Todas estas conexiones se llaman hidrocarburos(más precisamente - hidrocarburos saturados o alcanos), porque consisten en solo dos elementos: carbono e hidrógeno. Cualquier alcano tiene 2 átomos de hidrógeno. norte+ 2, donde norte es el número de átomos de carbono. Por lo tanto, la fórmula del hidrocarburo saturado se puede escribir en forma general de la siguiente manera: C norte H 2n+2 .

En la construcción de nuestras estructuras, hay que decirlo, nos detuvimos en el tiempo. El hecho es que el número de posibles isómeros crece catastróficamente rápido con un aumento en el número de átomos de carbono en la molécula de alcano. Entonces, para el decano, hidrocarburo C 10 H 22, son posibles 75 isómeros diferentes, el número de isómeros para el hidrocarburo C 20 H 42 (eicosan) es 366 319. El número de posibles isómeros para el tetracontano, hidrocarburo C 40 H 82, es par difícil de imaginar: 62 491 178 805 831.

Ahora queda claro por qué hoy en día se conoce una cantidad tan grande de compuestos orgánicos, varios millones, y por qué, en este sentido, la química orgánica ha superado con creces a la química inorgánica. Pero hasta ahora solo se han discutido los representantes más simples de las sustancias orgánicas: los hidrocarburos saturados.

Derivamos una serie de hidrocarburos isoméricos a partir del metano utilizando la reacción de Wurtz. Sin embargo, en la práctica, nadie hace esto. El hecho es que los hidrocarburos más simples, junto con el metano, están contenidos en el gas natural, cuya composición es diferente para diferentes campos. Por ejemplo, el gas del campo North Stavropol contiene 85 % de metano, alrededor de 5 % de etano, 2,5 % de propano y 1,4 % de pentano e hidrocarburos más pesados. El gas del campo Gazlinskoye consiste en metano en un 98%, el etano en él es solo un 1,6%. Hay muchos hidrocarburos en el petróleo, pero hablaremos más de eso en los próximos capítulos.

Hidrocarburos inferiores - metano, etano, propano y butano - gases incoloros, inodoros o con un ligero olor a gasolina. Los hidrocarburos desde el pentano hasta el pentadecano C 15 H 32 son líquidos y, finalmente, los hidrocarburos superiores a temperatura ordinaria son sólidos.

A medida que aumenta el número de átomos de carbono, aumentan los puntos de ebullición y fusión del compuesto.

Los hidrocarburos saturados tienen otro nombre: parafinas, reflejando su inercia química (en latín parum affinis- baja afinidad). Y, sin embargo, se utilizan bastante en la industria química para obtener una gran variedad de sustancias. Las direcciones principales del uso industrial del metano se muestran en el diagrama.

Antes de terminar de hablar del metano y los hidrocarburos saturados, respondamos una pregunta: ¿cómo es el enlace en las parafinas entre dos átomos de carbono, por ejemplo, en el etano? Aquí todo es simple: alrededor de cada átomo de carbono hay, como en el metano, cuatro híbridos sp 3 orbitales, tres de ellos realizan enlaces con átomos de hidrógeno, y uno se superpone exactamente con el mismo orbital de otro átomo de carbono. La longitud del enlace C-C es de 0,154 nm.

En la molécula de amoníaco, los electrones alrededor del átomo de nitrógeno también están ubicados en orbitales hibridados sp 3. Un cuadro similar se observa en el caso de la molécula de agua.

NH3H2O

Con la hibridación sp 3 de los orbitales, el átomo de carbono solo puede dar enlaces s simples. Cuando el carbono forma un doble enlace, se usa la hibridación sp 2 (Fig. 7). En este caso, un orbital 2s y dos 2p participan en la hibridación, y un orbital 2p permanece no híbrido. Los orbitales sp 2 son equivalentes, sus ejes son coplanares y forman un ángulo de 120° entre sí; el orbital 2p no híbrido es perpendicular al plano de los orbitales híbridos.

Arroz. 7 s y

dos2 pags orbitales para formar tres sp 2 orbitales híbridos.

Cuando el carbono forma un triple enlace, se utiliza la hibridación sp. En este caso, un orbital 2s y uno p participan en la hibridación, y dos orbitales 2p permanecen no híbridos (Fig. 8).

Arroz. ocho Representación del procedimiento de hibridación matemática de uno 2 s y uno

noé2 pags orbitales para formar dos sp orbitales híbridos.

acetileno

Ejercicio 13. Describir los enlaces entre átomos en moléculas de (a) ácido etanoico, (b) etanal, etanamida en términos de orbitales atómicos y predecir todos los ángulos de enlace.

Responder(a)

Longitud y energía del enlace

Los pares de electrones compartidos mantienen dos átomos enlazados a una cierta distancia llamada longitud de enlace. La longitud del enlace entre los átomos es aproximadamente igual a la suma de sus radios covalentes (r) (Tabla 2), lo que permite calcular la longitud de cualquier enlace. l UN - B = r UN + r B

Tabla 2

Radios covalentes (r) de algunos elementos, Å

Ex. 14. En calcule las longitudes de enlace para (a) C-H, (b) C-C, (c) C=C y (d) CºC,

(e) C-O, (f) C=O, (g) C-Cl, ... Los valores de los radios covalentes se dan en la Tabla. 1.2.

Responder(a) 0,77 + 0,37 = 1,14 Å, (b) 2 x 0,77 = 1,54 Å, (c) 2 x 0,67 = 1,34 Å, (d)...

En general, a medida que aumenta el número de enlaces entre dos átomos, su longitud disminuye. En algunas moléculas, la longitud del enlace carbono-carbono es intermedia entre la longitud de los enlaces simples (1,54 Å) y dobles (1,33 Å). En este caso, hablamos del orden de la comunicación. El valor aproximado del orden de tal relación se puede encontrar gráficamente.

La energía es la capacidad de realizar un trabajo. Un objeto en movimiento tiene energía cinética. Si los objetos se atraen o se repelen, entonces tienen energía potencial. Dos bolas conectadas por un resorte pueden tener energía potencial si el resorte se estira o se comprime. Si el resorte se estira, entonces hay una energía de atracción entre las bolas, y si se comprime, entonces hay una energía de repulsión. Si das un resorte

relajarse, entonces en ambos casos la energía potencial de las bolas se convertirá en energía cinética.

La energía química es una forma de energía potencial. Existe porque las diferentes partes de las moléculas se atraen o se repelen entre sí. Cuanta más energía potencial tiene un objeto, menos estable es. . En las reacciones, la energía química puede liberarse en forma de energía térmica.

Es prácticamente imposible determinar el contenido absoluto de energía en una molécula. Y entonces se trata solo de energía potencial relativa moléculas.Es conveniente representar la energía potencial relativa de las moléculas en forma de entalpía relativa.La diferencia en las entalpías relativas de los reactivos y productos durante las reacciones se denota por DH°. Para reacciones exotérmicas, DH° tiene un valor negativo y para reacciones endotérmicas, tiene un valor positivo. Cuando se forma una molécula de hidrógeno a partir de átomos, se libera calor, y cuando una molécula de hidrógeno se divide en átomos, se debe suministrar calor:

H + H ¾® H¾H DH° = –104 kcal/mol (–435 kJ/mol)

H-H ¾® H + H DH° = +104 kcal/mol (+435 kJ/mol)

1 kcal = 4,184 kJ

Cuando se forma una molécula de cloro a partir de átomos de energía, se libera menos energía que cuando se forma una molécula de hidrógeno:

Сl + Cl ¾® Сl¾Cl DH° = –58 kcal/mol

Cl-Cl ¾® Cl + Cl DH° = +58 kcal/mol

Tabla 3

Energías de enlace, kcal/mol.

Si comparamos las energías de los enlaces carbono-carbono simples, dobles y triples, podemos ver que la energía de un enlace doble es menos del doble, y un enlace triple es menos de tres veces la energía de un enlace C-C simple. Por tanto, la transformación de enlaces múltiples en enlaces simples, por ejemplo, durante la polimerización, va acompañada de la liberación de energía.

Energía de enlace (Å), kcal/mol 88 146 200

Para otros elementos, se observa con mayor frecuencia el patrón opuesto. Por ejemplo, al pasar de enlaces nitrógeno-nitrógeno simples a dobles y triples, su energía se duplica y triplica con creces.

Energía de enlace (Å), kcal/mol 38 100 226

Así, para el carbono es beneficiosa la formación de cadenas carbonadas, y para el nitrógeno, moléculas diatómicas. Las cadenas nitrógeno-nitrógeno pueden constar de no más de cuatro átomos.

>> Química: Estados de valencia del átomo de carbono

Ya sabes que los orbitales electrónicos se caracterizan por diferentes valores de energía, diferentes formas geométricas y orientación en el espacio. Por lo tanto, el orbital 1s tiene una energía más baja. Luego sigue el orbital 2s, que tiene una energía más alta. Ambos orbitales tienen forma de esfera. Naturalmente, el orbital 2s es más grande que el orbital 1s: la mayor energía es consecuencia de la mayor distancia media entre los electrones y el núcleo. Tres orbitales 2s en forma de mancuerna con la misma energía están dirigidos a lo largo de los ejes de coordenadas. Por tanto, el eje de cada orbital 2p es perpendicular a los ejes de los otros dos orbitales 2p.

Los átomos de carbono que componen los compuestos orgánicos siempre serán tetravalentes, tendrán la configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 2 y pueden estar en tres estados de valencia.

Consideremos el primer estado de valencia del átomo de carbono utilizando el ejemplo de la molécula de metano CH4.

Cuando se forma una molécula de metano CH4, el átomo de carbono pasa del estado fundamental al estado excitado y tiene cuatro electrones desapareados: uno y tres electrones p, que están involucrados en la formación de cuatro enlaces a con cuatro átomos de hidrógeno. Al mismo tiempo, se debe esperar que los tres enlaces C-H formados debido al emparejamiento de tres electrones p de átomos de carbono con tres "electrones de tres átomos de hidrógeno (s-p) difieran del cuarto enlace (s-s) en fuerza, longitud , dirección. El cálculo de la densidad electrónica en los cristales de metano muestra que todos los enlaces en su molécula son equivalentes y están dirigidos hacia la parte superior del tetraedro. Esto se explica por el hecho de que durante la formación de una molécula de metano, los enlaces covalentes surgen debido a la interacción no de "puro", sino del llamado híbrido, es decir, promediado en forma y tamaño (y, en consecuencia, en energía ), orbitales.

La hibridación de orbitales es el proceso de alinearlos en forma y energía.

El número de orbitales híbridos es igual al número de orbitales originales. Comparados con ellos, los orbitales híbridos son más alargados en el espacio, lo que asegura su superposición más completa con los orbitales de los átomos vecinos.

En una molécula de metano y en otros alcanos, así como en todas las moléculas orgánicas, en el sitio de un enlace simple, los átomos de carbono estarán en un estado de hibridación sp 3, es decir, los orbitales de un s- y tres p-electrones han sufrido hibridación en el átomo de carbono y cuatro orbitales híbridos iguales.

Como resultado de la superposición de cuatro orbitales híbridos sp 3 de un átomo de carbono y orbitales s de cuatro átomos de hidrógeno, se forma una molécula tetraédrica de metano con cuatro enlaces a idénticos en un ángulo de 109 ° 28 ". Si un átomo de hidrógeno es reemplazado por un grupo CH3 en una molécula de metano, entonces se obtendrá una molécula de etano CH3-CH3.

Un átomo de carbono que tiene tres átomos de hidrógeno y un átomo de carbono se llama primario.

En la molécula de etano, hay un solo enlace carbono-carbono no polar (a veces llamado ordinario, ordinario) de 0,154 nm de largo.

En la molécula de propano CH3-CH2-CH3, hay dos átomos de hidrógeno y dos átomos de carbono en el átomo de carbono central. Tal átomo se llama secundario.

Si un átomo de carbono está unido a tres átomos de carbono, entonces hablamos de un átomo terciario:

CH3 - CH - CH3
CH3

Un carbono que contiene cuatro átomos de carbono se llama cuaternario:

CH3
CH3-C-CH3
CH3

Consideremos el segundo estado de valencia del átomo de carbono usando el ejemplo de la molécula de etileno C2H4. Como recordarás, existe un doble enlace entre los átomos de carbono, que se refleja en la fórmula estructural con dos guiones idénticos:

Los enlaces reflejados por estos guiones, aunque covalentes, son diferentes en la forma en que se superponen: uno de ellos es a, el otro es PAGS.

En la molécula de etileno, cada átomo de carbono no está conectado con cuatro, sino con otros tres átomos (con un átomo de carbono y dos átomos de hidrógeno), por lo tanto, solo entran en hibridación tres orbitales electrónicos: uno en y dos p, es decir, ocurre hibridación sp 2. Estos tres orbitales están ubicados en el mismo plano en un ángulo de 120° entre sí. Los orbitales de cada átomo de carbono se superponen con los orbitales s de dos átomos de hidrógeno y con el mismo orbital sp2-rm6-rid del átomo de carbono vecino y forman tres enlaces a con el mismo ángulo de 120°. Por tanto, la molécula de etileno tendrá una estructura plana. Los dos orbitales p de los átomos de carbono que no participan en la hibridación se superpondrán en dos regiones perpendiculares al plano de la molécula ("superposición lateral") y formarán PAGS-conexión.

Sin embargo, la superposición "lateral" de los orbitales p ocurre en menor medida que los orbitales p a lo largo de la línea de enlace y, además, se forma a una distancia mayor de los núcleos de los átomos de unión. Por lo tanto, el enlace I será menos fuerte que PAGS-conexión. Sin embargo, bajo la influencia PAGS-los átomos de carbono están aún más cerca entre sí: en las moléculas de metano CH4 y etano C2H6, la distancia entre los núcleos de los átomos (longitud del enlace) es de 0,154 nm, y en las moléculas de etileno C2H4 es de 0,134 nm.

Consideremos el tercer estado de valencia del átomo de carbono utilizando el ejemplo de la molécula de acetileno C2H2, en la que se realiza el triple enlace CH=CH: un enlace a y dos enlaces n. La molécula de acetileno tiene una estructura lineal, ya que en ella cada átomo de carbono está conectado por enlaces a con solo otros dos átomos: un átomo de carbono y un átomo de hidrógeno, mientras que se produce la hibridación BP, en la que solo participan dos orbitales: uno s y una pag Dos orbitales híbridos están orientados entre sí en un ángulo de 180° y forman dos PAGS-se une con el orbital s del átomo de hidrógeno y uno más PAGS enlaces ubicados en planos mutuamente perpendiculares.

La aparición de un tercer enlace provoca una mayor convergencia de los átomos de carbono: la distancia entre ellos (la longitud de los enlaces C \u003d -C) en la molécula de acetileno es de 0,120 nm.

1. ¿Qué tipos de hibridación de orbitales electrónicos del átomo de carbono conoces?

2. El orden de conexión de los átomos en las moléculas refleja fórmulas estructurales. Determine el tipo de hibridación de cada átomo de carbono en la molécula de 1,2-butadieno si su fórmula estructural es

3. ¿Cuántos orbitales del segundo nivel de energía del átomo de carbono no están involucrados en la hibridación n? en hibridación pr2; en yar3 hibridación?

4. ¿Cuáles son los ángulos entre los ejes del átomo de carbono para:

a) orbitales híbridos sp 2;

b) orbitales sp-híbridos;

c) orbitales p híbridos y no híbridos sp;

d) orbitales p no híbridos;

e) sp 3 orbitales híbridos?

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Continuación. Para el comienzo, véase № 15, 16/2004

Lección 5
orbitales atómicos del carbono

Un enlace químico covalente se forma utilizando pares de electrones de enlace comunes del tipo:

Formar un enlace químico, es decir solo los electrones no apareados pueden crear un par de electrones común con un electrón "extraño" de otro átomo. Al escribir fórmulas electrónicas, los electrones desapareados se ubican uno por uno en la celda orbital.
orbital atómico es una función que describe la densidad de la nube de electrones en cada punto del espacio alrededor del núcleo de un átomo. Una nube de electrones es una región del espacio en la que se puede encontrar un electrón con una alta probabilidad.
Para armonizar la estructura electrónica del átomo de carbono y la valencia de este elemento se utilizan los conceptos de excitación del átomo de carbono. En el estado normal (no excitado), el átomo de carbono tiene dos 2 no apareados R 2 electrones En un estado excitado (cuando se absorbe energía) uno de 2 s 2 electrones pueden pasar a libre R-orbital. Entonces aparecen cuatro electrones desapareados en el átomo de carbono:

Recuerde que en la fórmula electrónica de un átomo (por ejemplo, para el carbono 6 C - 1 s 2 2s 2 2pags 2) números grandes delante de las letras - 1, 2 - indican el número del nivel de energía. Letras s y R indican la forma de la nube de electrones (orbitales), y los números a la derecha sobre las letras indican el número de electrones en un orbital dado. Todos s- orbitales esféricos:

En el segundo nivel de energía excepto 2 s-hay tres orbitales 2 R-orbitales. estos 2 R-los orbitales tienen forma elipsoidal, similar a pesas, y están orientados en el espacio en un ángulo de 90° entre sí. 2 R-Los orbitales denotan 2 px, 2ry y 2 pz de acuerdo con los ejes a lo largo de los cuales se encuentran estos orbitales.

Cuando se forman enlaces químicos, los orbitales electrónicos adquieren la misma forma. Entonces, en los hidrocarburos saturados, uno s-orbitales y tres R-orbitales de un átomo de carbono para formar cuatro idénticos (híbridos) sp 3-orbitales:

Eso - sp 3 - hibridación.
Hibridación– alineación (mezcla) de orbitales atómicos ( s y R) con la formación de nuevos orbitales atómicos, llamados orbitales híbridos.

Los orbitales híbridos tienen una forma asimétrica, alargada hacia el átomo adjunto. Las nubes de electrones se repelen entre sí y se ubican en el espacio lo más lejos posible entre sí. Al mismo tiempo, los ejes de cuatro sp 3-orbitales híbridos resultan estar dirigidos a los vértices del tetraedro (pirámide triangular regular).
En consecuencia, los ángulos entre estos orbitales son tetraédricos, iguales a 109°28".
La parte superior de los orbitales de electrones puede superponerse con los orbitales de otros átomos. Si las nubes de electrones se superponen a lo largo de una línea que conecta los centros de los átomos, ese enlace covalente se llama enlace sigma(). Por ejemplo, en una molécula de etano C 2 H 6, se forma un enlace químico entre dos átomos de carbono superponiendo dos orbitales híbridos. Esta es una conexión. Además, cada uno de los átomos de carbono con sus tres sp 3 orbitales se superponen con s-orbitales de tres átomos de hidrógeno, formando tres enlaces.

En total, son posibles tres estados de valencia con diferentes tipos de hibridación para un átomo de carbono. Excepto sp 3-hibridacion existe sp 2 - y sp-hibridación.
sp 2 -Hibridación- mezclando uno s- y dos R-orbitales. Como resultado, tres híbridos sp 2 -orbitales. Estas sp 2 -orbitales están ubicados en el mismo plano (con ejes X, a) y están dirigidos a los vértices del triángulo con un ángulo entre los orbitales de 120°. sin hibridar
R-orbital es perpendicular al plano de los tres híbridos sp 2 orbitales (orientados a lo largo del eje z). Mitad superior R-los orbitales estan por encima del plano, la mitad inferior esta por debajo del plano.
Tipo de sp La 2-hibridación del carbono ocurre en compuestos con un doble enlace: C=C, C=O, C=N. Además, solo uno de los enlaces entre dos átomos (por ejemplo, C=C) puede ser un enlace. (Los otros orbitales de enlace del átomo están dirigidos en direcciones opuestas). El segundo enlace se forma como resultado de la superposición de elementos no híbridos. R-orbitales a ambos lados de la línea que une los núcleos de los átomos.

Enlace covalente formado por superposición lateral R-orbitales de átomos de carbono vecinos se llama enlace pi().

Educación - comunicaciones

Debido a la menor superposición de orbitales, el enlace - es menos fuerte que el enlace -.
sp-Hibridación es una mezcla (alineación en forma y energía) de uno s- y uno
R-orbitales con formación de dos híbridos sp-orbitales. sp- Los orbitales están ubicados en la misma línea (en un ángulo de 180 °) y dirigidos en direcciones opuestas desde el núcleo del átomo de carbono. Dos
R-Los orbitales permanecen sin hibridar. Se colocan perpendiculares entre sí.
direcciones - conexiones. en la imagen sp-los orbitales se muestran a lo largo del eje y, y los dos no hibridados
R-orbitales - a lo largo de los ejes X y z.

El triple enlace carbono-carbono CC consiste en un enlace que ocurre cuando se superponen
sp-orbitales híbridos y dos enlaces -.
La relación entre parámetros del átomo de carbono como el número de grupos unidos, el tipo de hibridación y los tipos de enlaces químicos formados se muestra en la Tabla 4.

Tabla 4

Enlaces covalentes de carbono

Número de grupos relacionado con carbono	Tipo de hibridación	Tipos participativo enlaces químicos	Ejemplos de fórmulas compuestas
4	sp 3	Cuatro - conexiones
3	sp 2	Tres - conexiones y uno es conexión
2	sp	Dos - conexiones y dos conexiones	H-CC-H

Ejercicios.

1. ¿Qué electrones de los átomos (por ejemplo, carbono o nitrógeno) se llaman no apareados?

2. ¿Qué significa el concepto de "pares de electrones compartidos" en compuestos con un enlace covalente (por ejemplo, CH 4 o H 2 S )?

3. ¿Cuáles son los estados electrónicos de los átomos (por ejemplo, C o norte ) se denominan básicos, y cuáles son excitados?

4. ¿Qué significan los números y las letras en la fórmula electrónica de un átomo (por ejemplo, C o norte )?

5. ¿Qué es un orbital atómico? ¿Cuántos orbitales hay en el segundo nivel de energía de un átomo de C? y ¿en qué se diferencian?

6. ¿Cuál es la diferencia entre los orbitales híbridos y los orbitales originales a partir de los cuales se formaron?

7. ¿Qué tipos de hibridación se conocen para el átomo de carbono y cuáles son?

8. Haz un dibujo de la disposición espacial de los orbitales para uno de los estados electrónicos del átomo de carbono.

9. como se llaman los enlaces quimicos y qué? Especificar-y-conexiones en conexiones:

10. Para los átomos de carbono de los siguientes compuestos, indique: a) el tipo de hibridación; b) tipos de sus enlaces químicos; c) ángulos de enlace.

Respuestas a los ejercicios del tema 1

Lección 5

1. Los electrones que son uno por orbital se llaman electrones desapareados. Por ejemplo, en la fórmula de difracción de electrones de un átomo de carbono excitado, hay cuatro electrones desapareados y el átomo de nitrógeno tiene tres:

2. Dos electrones que participan en la formación de un enlace químico se llaman par de electrones común. Por lo general, antes de la formación de un enlace químico, uno de los electrones de este par pertenecía a un átomo y el otro electrón pertenecía a otro átomo:

3. El estado electrónico del átomo, en el que se observa el orden de llenado de los orbitales electrónicos: 1 s 2 , 2s 2 , 2pags 2 , 3s 2 , 3pags 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4pags 2 etc se llaman estado principal. A estado excitado uno de los electrones de valencia del átomo ocupa un orbital libre de mayor energía, tal transición va acompañada de la separación de electrones apareados. Esquemáticamente se escribe así:

Mientras que en el estado fundamental solo había dos electrones de valencia desapareados, en el estado excitado hay cuatro de esos electrones.

5. Un orbital atómico es una función que describe la densidad de una nube de electrones en cada punto del espacio alrededor del núcleo de un átomo dado. Hay cuatro orbitales en el segundo nivel de energía del átomo de carbono - 2 s, 2px, 2ry, 2pz. Estos orbitales son:
a) la forma de la nube de electrones ( s- pelota, R- mancuerna);
b) R-los orbitales tienen diferentes orientaciones en el espacio - a lo largo de ejes mutuamente perpendiculares X, y y z, se denotan px, ry, pz.

6. Los orbitales híbridos difieren de los orbitales originales (no híbridos) en forma y energía. Por ejemplo, s-orbital - la forma de una esfera, R- ocho simétricos, sp-orbital híbrido - figura ocho asimétrica.
Diferencias de energía: mi(s) < mi(sp) < mi(R). De este modo, sp-orbital - un orbital promediado en forma y energía, obtenido mezclando el inicial s- y pags-orbitales.

7. Se conocen tres tipos de hibridación para el átomo de carbono: sp 3 , sp 2 y sp (ver el texto de la lección 5).

9. -enlace - enlace covalente formado por superposición frontal de orbitales a lo largo de una línea que conecta los centros de los átomos.
-enlace - un enlace covalente formado por superposición lateral R-orbitales a cada lado de la línea que conecta los centros de los átomos.
- Los enlaces se muestran mediante la segunda y la tercera línea entre los átomos conectados.

En el caso de las moléculas homonucleares, realizamos la combinación $AO$ usando la regla según la cual los orbitales de la misma energía interactúan más fuertemente. En las moléculas heteronucleares del tipo $AB$, los niveles de energía de los átomos $A$ y $B$ no son los mismos, por lo que es difícil establecer de manera inequívoca qué orbitales se combinarán. Para el caso de $LiH$, esto se muestra en la Fig. una.

Figura 1. Niveles de energía de $AO$, $Li$ y $H$

Se presentan partículas químicas poliatómicas (moléculas, radicales, iones) con la fórmula molecular general $B_n$ que contienen un átomo central $A$, dos o más átomos $B$ terminales y, como resultado, solo $A-B \sigma $.

La forma geométrica de las partículas $AB_n$ se derivó del método de los enlaces de valencia, es decir, de la disposición estereoquímica de los ejes de los orbitales híbridos de valencia del átomo central $A$ y, por lo tanto, los enlaces $\sigma $ $ A-B$.

Los orbitales híbridos ayudan a comprender la estructura espacial de las moléculas, por ejemplo, por qué la molécula de agua tiene una configuración angular, el amoníaco tiene una configuración piramidal y el metano tiene una configuración tetraédrica.

Consideración de la conexión entre la hibridación y la forma de las moléculas.

El hidruro de berilio, $BeH_2$, tiene una estructura lineal. Para construir sus orbitales moleculares de enlace localizados, primero se forman dos orbitales de valencia equivalentes del átomo $Be$, dirigidos hacia dos átomos de hidrógeno, $H_a$ y $H_b$, respectivamente. Esto se hace por hibridación, o mezcla (componiendo una combinación lineal), $2s-$ y $2p$-orbitales de $Be$, lo que da como resultado dos orbitales "$sp$-híbridos" equivalentes. Uno de estos orbitales híbridos, $sp_a$, está dirigido hacia el átomo $H_a$ y se superpone fuertemente con el orbital $1s_a$. Otro orbital híbrido, $sp_b$, está dirigido hacia el átomo $H_b$ y se superpone fuertemente con el orbital $1s_b$. Con esta línea de razonamiento, se obtienen dos orbitales moleculares enlazantes $BeH_2$ construyendo dos combinaciones lineales equivalentes, cada una de las cuales se localiza entre dos átomos:

Estos orbitales moleculares localizados se muestran en la Fig. 2. En ellos se ubican cuatro electrones de valencia, formando dos pares de electrones de enlace localizados, de acuerdo con la estructura de enlace de Lewis para $BeH_2$. Cada uno de los orbitales híbridos $sp$ lineales tiene la mitad del carácter $p$ y la mitad del carácter $s$, y dos orbitales $sp$ permiten que el átomo central $Be$ en $BeH_2$ se una a dos átomos de hidrógeno. .

Consideremos ahora la molécula $BH_3$ (que se observa en experimentos de espectrometría de masas y es un fragmento de la molécula $B_2H_6$). En esta molécula, tres átomos de hidrógeno están unidos al átomo central de boro. Según la teoría de los orbitales moleculares localizados, el enlace en esta molécula se produce como resultado de la hibridación del orbital $2s$ y dos orbitales $2p$ del átomo de boro para formar tres orbitales híbridos $sp^2$ equivalentes. Cada orbital híbrido tiene un tercio del carácter $s$ y dos tercios del carácter $p$. Dado que dos orbitales $p$ cualquiera se encuentran en el mismo plano, y el orbital $s$ no tiene orientación espacial, tres orbitales híbridos $sp^2$ se encuentran en el mismo plano. Estos tres orbitales híbridos $sp^2$ se superponen con los tres orbitales de hidrógeno $1s$ para formar tres orbitales de enlace localizados equivalentes. Cada uno de estos orbitales de enlace $(sp^2+1s)$ está ocupado en la molécula $BH_3$ por un par de electrones, como se muestra esquemáticamente en la Fig. 4. Con base en el concepto de orbitales híbridos, se puede predecir que la molécula $BH_3$ debería tener una estructura trigonal plana. El ángulo entre los ejes internucleares $H-B-H$, denominado ángulo de enlace $H-B-H$, debe ser de $120^\circ$.

Figura 2. Pares de electrones enlazantes en enlaces localizados de la molécula $BeH_2$, formados con la participación de orbitales $sp$ híbridos equivalentes del átomo $Be$. Cada orbital $sp$ $Be$ forma un orbital molecular enlazante localizado con el orbital $1s$ del átomo de hidrógeno

Figura 3. Superposición mutua de orbitales. Orbitales híbridos: a - $s$-orbitales superpuestos; b - superposición de $s-$ orbitales; c - superposición de orbitales $p-$; d - $p$-orbital híbrido; e - $sp^2$-orbitales híbridos; e - $sp^3$-orbitales híbridos

Figura 4. Pares de electrones socializados en enlaces localizados en $BH_3$

El metano, $CH_4$, tiene cuatro átomos de hidrógeno equivalentes unidos al átomo de carbono central. Para combinarse con cuatro átomos de hidrógeno, el carbono tiene que usar todos sus orbitales de valencia. Al hibridar un orbital $2s-$ y tres $2p$, se pueden obtener cuatro orbitales híbridos $sp^3$ equivalentes. Cada orbital híbrido $sp^3$ tiene un cuarto de carácter $s$ y tres cuartos de carácter $p$. Los cuatro orbitales $sp^3$ están dirigidos a los vértices de un tetraedro regular, por lo tanto, los orbitales $sp^3$ a veces se denominan híbridos tetraédricos. Como resultado de la superposición de cada orbital híbrido $sp^3$ con el orbital $1s-$ del átomo de hidrógeno, se forman cuatro orbitales de enlace localizados. La mejor superposición entre los orbitales $sp^3$ y $1s$ se obtiene colocando cuatro átomos de hidrógeno en los vértices de un tetraedro regular, como se muestra en la Fig. 5 (que muestra un cubo cuyos vértices alternos forman los vértices del mencionado tetraedro). La molécula de metano tiene ocho electrones de valencia (cuatro del átomo de carbono y uno de cada uno de los cuatro átomos de hidrógeno), que deben colocarse en cuatro orbitales de enlace localizados. Estos ocho electrones forman cuatro pares de electrones de enlace localizados equivalentes, que se muestran esquemáticamente en la Fig. 5.

La estructura de la molécula $CH_4$ se determinó mediante varios métodos experimentales. Todos los datos obtenidos llevan a la conclusión sobre la estructura tetraédrica de la molécula $CH_4$ (Fig. 6), en total acuerdo con las predicciones de la teoría de orbitales moleculares localizados. El ángulo de enlace $H-C-H$ es $109.5^\circ$, y la longitud del enlace $C-H$ es $1.093 A$.

Figura 5. Pares de electrones socializados en enlaces localizados en $CH_4$

Figura 6. Estructura molecular tetraédrica de $CH_4$