Wiązanie chemiczne - są to siły oddziaływania pomiędzy atomami lub grupami atomów, prowadzące do powstawania cząsteczek, jonów itp. Z natury wiązanie chemiczne to siły elektrostatyczne. Odgrywają one główną rolę w tworzeniu wiązań chemicznych między atomami elektrony walencyjne, czyli elektrony poziomu zewnętrznego, najsłabiej związane z jądrem. Z kursu chemii ogólnej wiesz o istnieniu wiązań kowalencyjnych i jonowych.

Wiązanie jonowe to wiązanie chemiczne oparte na elektrostatycznym przyciąganiu jonów. Dzieje się tak, gdy występuje duża różnica w elektroujemnościach związanych atomów. W związkach organicznych wiązania jonowe występują dość rzadko, na przykład w solach kwasów karboksylowych:

W przypadku związków organicznych najbardziej charakterystyczne są wiązania kowalencyjne.

Wiązanie kowalencyjne to wiązanie chemiczne utworzone przez współdzielenie elektronów pomiędzy dwoma lub większą liczbą jąder. Istnieją dwa sposoby dzielenia pary elektronów: wymiana i donor-akceptor.

Przez giełda W mechanizmie tworzenia wiązania bierze udział jeden elektron z każdego atomu:

N · +Kl · → H : kl

Przez dawca-akceptor Zgodnie z mechanizmem wiązanie kowalencyjne powstaje poprzez połączenie pary elektronów jednego atomu i wolnego orbitalu drugiego. Przykładem jest oddziaływanie cząsteczki aminy z protonem w celu utworzenia kationu metyloamoniowego:

Klasyfikacja wiązań kowalencyjnych według metod nakładania się orbitali atomowych

W zależności od sposobu nakładania się orbitali atomowych rozróżnia się wiązania σ i π. wiązania σ powstają w wyniku nakładania się orbitali wzdłuż linii łączącej środki jąder dwóch atomów:

π -komunikacja powstają w wyniku bocznych P-P-nakładanie się orbitali, w wyniku czego powstają dwa obszary o zwiększonej gęstości elektronowej:

Rodzaje rozerwania wiązań kowalencyjnych

Rozerwanie wiązania kowalencyjnego może nastąpić poprzez homolityczny Lub heterolityczny mechanizmy.

Reakcje homolityczne- reakcje, w których rozerwanie wiązania następuje symetrycznie, tak że każdy z powstałych fragmentów traci jeden elektron:

Homoliza z języka greckiego homo- identyczne,Liza- luka.

Podczas reakcji homolitycznych powstają wolne rodniki jako półprodukty - cząstki zawierające niesparowany elektron, na przykład:

Rodnik- atom lub grupa atomów, która ma niesparowany elektron.

Reakcje heterolityczne- reakcje, w których rozerwanie wiązania następuje asymetrycznie, tak że para elektronów wiążących pozostaje przy jednym z powstałych fragmentów:

Heteroliza - Jest to asymetryczne zerwanie wiązania kowalencyjnego, w wyniku którego powstają cząstki o różnym charakterze: kation i anion.

Jeżeli ładunki w takich cząstkach znajdują się na atomie węgla, nazywa się je karbokationami i karboanionami, na przykład:

Para elektronów pozostaje przy atomie bardziej elektroujemnym.

Atomy węgla w związkach organicznych są czterowartościowe i mogą znajdować się w trzech różnych stanach hybrydyzacji (Tabela 22.1).

Tabela 22.1

Hybrydyzacja atomów węgla

W powstawaniu związków organicznych szczególną rolę odgrywa zdolność atomów węgla do łączenia się ze sobą w celu utworzenia łańcuchów, łańcuchów rozgałęzionych i cykli. Wiązania CC są znacznie silniejsze niż wiązania między innymi identycznymi atomami, co wyjaśnia stabilność struktur węglowych:

Połączone ze sobą atomy węgla nazywane są szkieletem węglowym cząsteczki.

Konfiguracja przestrzenna struktur węglowych jest określona przez hybrydyzację atomów węgla. Kiedy zachodzi ^-hybrydyzacja wszystkich atomów, powstają łańcuchy zygzakowate. Kiedy tworzy się cykl, atomy węgla odchylają się od ich płaskiego ułożenia. Przykłady przedstawiono na diagramach:

Jeśli łańcuch zygzakowaty zawiera atomy węgla w stanie 5p 2-hybrydyzacja, wówczas pojawiają się obszary o płaskim układzie atomów. W obecności atomów węgla w stanie hybrydyzacji sp pojawiają się liniowe odcinki łańcucha.

Końcowe atomy węgla, zwane pierwszorzędowymi, mają trzy wartościowości pozostałe do dodania innych atomów i grup atomowych: H, OH, Cl, NH2 itp. Nazywa się atomy niekońcowe związane z dwoma atomami węglawtórny. Dodaje się do nich jeszcze dwa atomy. W obiegu węglowym nie ma pierwszorzędowych atomów węgla. Pojawia się, jeśli w łańcuchu jest odgałęzienie trzeciorzędowy atom węgla. Pozostała mu tylko jedna wartościowość do dodania innych atomów. Wreszcie w łańcuchu atomów węgla z jednego atomu mogą powstać dwie gałęzie. Taki atom nazywa się czwartorzędowy; jest związany tylko z atomami węgla:

W cząsteczce zawierającej jeden atom węgla atom ten nazywa sięodosobniony.

W zależności od rodzaju hybrydyzacji węgiel tworzy wiązania pojedyncze (a) i wielokrotne – podwójne (a+l) i potrójne (a+2l). l-Wiązania mogą występować nie tylko pomiędzy atomami węgla, ale także z atomami przyłączonymi do węgla. Szczególnym rodzajem wiązania chemicznego jest sprzężony wiązanie podwójne, które występuje, gdy w łańcuchu węglowym znajduje się więcej niż dwa atomy w stanie hybrydyzacji 5p 2 (patrz ryc. 6.26). Z rysunku wynika, że ​​niesparowane elektrony w niehybrydowych orbitali p mogą tworzyć wiązania pomiędzy dowolnymi sąsiednimi atomami węgla, a to prowadzi do delokalizacji wiązania p wzdłuż całego łańcucha atomów węgla $p 2 . W reakcjach chemicznych pomiędzy atomami 1 może pojawić się wiązanie n I 2, a następnie między atomami 2 i 3 itd.

Związki, w których występuje wiele wiązań i odpowiedniosp 2 -i atomy węgla sp są nazywanenienasycone. Jeśli są to węglowodory, wówczas zawartość w nich wodoru jest mniejsza niż maksymalna możliwa. Związki te wykazują zwiększoną reaktywność, ponieważ chmura elektronów wiązania n jest skoncentrowana po dwóch stronach atomów C i dlatego dość łatwo przemieszcza się z jednego z dwóch atomów na drugi pod wpływem cząsteczek odczynnika.

Najważniejsze klasy związków organicznych, oprócz węgla i wodoru, mogą zawierać tlen, azot, halogeny i siarkę. Spośród tych pierwiastków wodór ma niższą elektroujemność niż węgiel, podczas gdy inne mają wyższą elektroujemność. Wiązania kowalencyjne węgla z nimi są mniej więcej polarne, a atomy mają częściowe ładunki elektryczne ± 8 :

Polarność wiązań wpływa na reaktywność związków.

Atomy węgla mają wrodzoną zdolność do tworzenia stabilnych wiązań z kilkoma różnymi atomami jednocześnie. Prowadzi to do wielu kombinacji rzadko spotykanych w chemii nieorganicznej. Porównajmy węgiel i aluminium. Ten ostatni tworzy cztery halogenki (AIF3, A1C1 3, A1Br 3, AP 3) i wodorek A1H 3. Węgiel może wytwarzać wiele cząsteczek przy jednoczesnej obecności różnych halogenów, a także wodoru i innych atomów węgla: CH 3 C1, CH 2 C1 2, CH 2 ClBr, CHFClBr, CH 3 CHC1Br itp. Jest to również jedna z przyczyn różnorodności związków organicznych.

W chemii organicznej powszechnie stosuje się wzory strukturalne cząsteczek. Wzory strukturalne można przedstawić z różnym stopniem szczegółowości i zbliżenia do rzeczywistej struktury. Rozważmy kilka rodzajów wzorów przedstawiających cząsteczkę propanu.

W cząsteczkach wieloatomowych związków organicznych możliwa jest ciągła rotacja grup atomowych wokół osi pokrywających się z kierunkiem pojedynczych wiązań CC (w skrócie mówią: obrót wokół wiązania C-C). W najprostszym przypadku etanu C 2 H 6 dwie grupy CH 3 obracają się względem siebie niemal swobodnie, jak dwa koła luźno osadzone na osi:

Cząsteczki z łańcuchami węglowymi składającymi się z czterech lub więcej atomów wyginają się jak gąsienica podczas rotacji wewnętrznej, tworząc różnego rodzaju struktura(wzajemne pozycje) atomów zarówno w objętości, jak i na płaszczyźnie. Łańcuch pięciu atomów węgla ma trzy konformacje planarne:

Pomiędzy trzema konformacjami planarnymi powstają trójwymiarowe konformacje przejściowe. Konformacja podkowy sprzyja tworzeniu struktury cyklicznej.

Cząsteczki organiczne mają poszczególne części (fragmenty), które różnią się składem. Do głównego łańcucha lub pierścienia węglowego mogą być dołączone rozgałęzienia składające się z węgla i wodoru, tzw rodniki węglowodorowe. Najprostsze rodniki napotkane już w tekście to metylo-CH3 i etylo-C2H5. Czwarte wiązanie rodnika jest oznaczone kreską lub kropką (CH3). Pozostałe pierwiastki, z wyjątkiem węgla i wodoru, w cząsteczkach związków organicznych uważa się za grupy funkcyjne. Termin ten wynika z faktu, że reakcje chemiczne zachodzą przeważnie z udziałem tych grup. W związkach organicznych CH 3 COOP i C 2 H 5 NH 2 już napotkanych w tekście występują grupy funkcyjne -COOH (karboksyl) o właściwościach kwasowych i -NH 2 (grupa aminowa) o właściwościach zasadowych.

O reaktywności związków organicznych decyduje rodzaj wiązań chemicznych oraz wzajemne oddziaływanie atomów w cząsteczce. Czynniki te z kolei są zdeterminowane oddziaływaniem orbitali atomowych (AO).

Część przestrzeni, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe, nazywa się orbitalem atomowym.

W chemii organicznej szeroko stosowana jest koncepcja orbitali hybrydowych atomu węgla i innych pierwiastków. Koncepcja hybrydyzacji orbitalnej jest konieczna w przypadkach, gdy liczba niesparowanych elektronów w stanie podstawowym atomu jest mniejsza niż liczba wiązań, które tworzy. Postuluje się, że różne orbitale atomowe o podobnej energii oddziałują ze sobą, tworząc orbitale hybrydowe o tej samej energii. Orbitale hybrydowe, ze względu na duże nakładanie się, zapewniają silniejsze wiązanie niż orbitale niezhybrydyzowane. W zależności od liczby orbitali, które weszły w hybrydyzację, atom węgla może znajdować się w trzech typach hybrydyzacji:

1. Pierwszy stan walencyjny, hybrydyzacja sp3 (czworościenna)

W wyniku liniowej kombinacji (mieszania) czterech AO wzbudzonego atomu węgla (jeden 2s i trzy 2p) powstają cztery równoważne orbitale hybrydowe sp 3, skierowane w przestrzeni do wierzchołków czworościanu pod kątem 109,5?. Kształt orbitalu hybrydowego to trójwymiarowa ósemka, której jedno z ostrzy jest znacznie większe od drugiego.

2. Drugi stan wartościowości, sp2 - hybrydyzacja (trójkątna)

Powstaje w wyniku przemieszczenia jednego orbitala atomowego 2s i dwóch orbitali atomowych 2p. Powstałe trzy orbitale hybrydowe sp 2 znajdują się w tej samej płaszczyźnie pod kątem 120? do siebie i niezhybrydyzowane p - AO - w płaszczyźnie prostopadłej do niego. W stanie hybrydyzacji sp 2 atom węgla umiejscowiony jest w cząsteczkach alkenu, grupach karbonylowych i karboksylowych

3. Trzeci stan walencyjny, sp - hybrydyzacja

Powstaje w wyniku zmieszania jednego 2s i jednego 2p AO. Powstałe dwa orbitale hybrydowe sp są zlokalizowane liniowo, a dwa orbitale p są zlokalizowane w dwóch wzajemnie prostopadłych płaszczyznach. Atom węgla w stanie hybrydowym sp występuje w cząsteczkach alkinów i nitryli

Istnieją trzy możliwe rodzaje wiązań łączących poszczególne atomy pierwiastków w związku – elektrostatyczne, kowalencyjne i metaliczne.

Wiązania elektrostatyczne obejmują przede wszystkim wiązania jonowe, które powstają, gdy jeden atom przenosi elektron lub elektrony na drugi, a powstałe jony przyciągają się wzajemnie.

Związki organiczne charakteryzują się głównie wiązaniami kowalencyjnymi. Wiązanie kowalencyjne to wiązanie chemiczne utworzone przez współdzielenie elektronów związanych atomów.

Do kwantowo-mechanicznego opisu wiązań kowalencyjnych stosuje się dwa główne podejścia: metodę wiązań walencyjnych (VB) i metodę orbitali molekularnych (MO). chemiczna cząsteczka kowalencyjna

Metoda BC opiera się na idei parowania elektronów, które następuje w przypadku nakładania się orbitali atomowych. Uogólniona para elektronów o przeciwnych spinach tworzy obszar o zwiększonej gęstości elektronów pomiędzy jądrami dwóch atomów, przyciągając oba jądra. Występuje wiązanie kowalencyjne dwuelektronowe. Według metody BC orbitale atomowe zachowują swoją indywidualność. Dlatego oba sparowane elektrony pozostają na orbitaliach atomowych związanych atomów, tj. Są zlokalizowane pomiędzy jądrami.

W początkowej fazie rozwoju teorii elektronu (Lewis) wysunięto koncepcję wiązania kowalencyjnego jako uspołecznionej pary elektronów. Aby wyjaśnić właściwości różnych atomów w celu utworzenia określonej liczby wiązań kowalencyjnych, sformułowano regułę oktetu. Według niego podczas tworzenia cząsteczek z atomów drugiego okresu układu okresowego D.I. Mendelejewa zewnętrzna powłoka jest wypełniona utworzeniem stabilnego układu 8-elektronowego (powłoka gazu obojętnego). Cztery pary elektronów mogą tworzyć wiązania kowalencyjne lub występować jako wolne pary.

Przechodząc do elementów trzeciego i kolejnych okresów, reguła oktetu traci swoją moc, ponieważ pojawiają się orbitale d o dość niskiej energii. Dlatego atomy o wyższych okresach mogą tworzyć więcej niż cztery wiązania kowalencyjne. Założenia Lewisa dotyczące wiązania chemicznego jako społecznej pary elektronów miały charakter czysto jakościowy.

Zgodnie z metodą MO elektrony wiążące nie są zlokalizowane na AO niektórych atomów, ale na MO, które są liniową kombinacją orbitali atomowych (LCAO) wszystkich atomów tworzących cząsteczkę. Liczba utworzonych MO jest równa liczbie nakładających się AO. Orbital molekularny jest zwykle orbitalem wieloośrodkowym, a wypełniające go elektrony są zdelokalizowane. Wypełnianie MO elektronami odbywa się zgodnie z zasadą Pauliego. MO uzyskany przez dodanie funkcji falowych orbitali atomowych i mający niższą energię niż tworzące go AO nazywa się wiązaniem. Obecność elektronów na tym orbicie zmniejsza ogólną energię cząsteczki i zapewnia wiązanie atomów. Wysokoenergetyczny MO otrzymany przez odjęcie funkcji falowych nazywany jest antywiązaniem (antywiązaniem). W przypadku orbitalu antywiążącego prawdopodobieństwo znalezienia elektronów pomiędzy jądrami wynosi zero. Ten orbital jest pusty.

Oprócz wiążących i antywiążących MO istnieją również niewiążące MO, zwane n-MO. Powstają przy udziale AO przenoszących parę elektronów, które nie biorą udziału w tworzeniu wiązania. Takie elektrony nazywane są również wolnymi samotnymi parami lub n-elektronami (występują na atomach azotu, tlenu i halogenu).

Istnieją dwa rodzaje wiązań kowalencyjnych: wiązania y- (sigma) i p- (pi).

Wiązanie Y to wiązanie utworzone przez osiowe nakładanie się dowolnych (s-, p- lub hybrydowych orbitali atomowych), przy czym maksymalne nakładanie się znajduje się na linii prostej łączącej jądra połączonych atomów.

Zgodnie z metodą MO nakładanie się y prowadzi do pojawienia się dwóch MO: wiążącego y-MO i antywiążącego y*-MO.

Wiązanie p to wiązanie utworzone przez boczne (boczne) nakładanie się p-AO, przy czym maksymalna gęstość elektronów znajduje się po obu stronach linii prostej łączącej jądra atomów. Według metody MO w wyniku liniowego połączenia dwóch p-AO powstaje wiążący p-MO i antywiążący p*-MO.

Wiązanie podwójne to kombinacja wiązań y i p, a wiązanie potrójne to jedno wiązanie y i dwa wiązania p.

Głównymi cechami wiązania kowalencyjnego są energia, długość, polarność, polaryzowalność, kierunkowość i nasycanie.

Energia wiązania to ilość energii uwolnionej podczas tworzenia danego wiązania lub potrzebna do oddzielenia dwóch związanych atomów. Im większa energia, tym silniejsze połączenie.

Długość wiązania to odległość między środkami połączonych atomów. Wiązanie podwójne jest krótsze niż wiązanie pojedyncze, a wiązanie potrójne jest krótsze niż wiązanie podwójne.

Polaryzacja wiązania wynika z nierównomiernego rozkładu (polaryzacji) gęstości elektronów, którego przyczyną jest różnica elektroujemności związanych atomów. Wraz ze wzrostem różnicy elektroujemności między związanymi atomami wzrasta polarność wiązania. Można więc sobie wyobrazić przejście od wiązania kowalencyjnego niepolarnego przez wiązanie polarne do jonowego. Polarne wiązania kowalencyjne są podatne na rozszczepienie heterolityczne.

Polaryzowalność wiązania jest miarą przemieszczenia elektronów wiązania pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego, w tym innej reagującej cząstki. Polaryzowalność jest określona przez ruchliwość elektronów. Elektrony są tym bardziej ruchliwe, im dalej znajdują się od jąder.

W organogenach (węgiel, azot, tlen, siarka, halogeny) w tworzeniu wiązań y udział orbitali hybrydowych jest energetycznie korzystniejszy, zapewniając efektywniejsze nakładanie się.

Nakładanie się dwóch jednoelektronowych AO nie jest jedynym sposobem na utworzenie wiązania kowalencyjnego. Wiązanie kowalencyjne może powstać w wyniku oddziaływania wypełnionego orbitalu dwuelektronowego (dawcy) z pustym orbitalem (akceptorem). Donorami są związki zawierające albo orbitale z wolną parą elektronów, albo p - MO. Wiązanie kowalencyjne utworzone przez parę elektronów jednego atomu nazywa się donorem-akceptorem lub koordynacją.

Rodzajem wiązania donor-akceptor jest wiązanie semipolarne. Na przykład w grupie nitrowej, jednocześnie z utworzeniem wiązania kowalencyjnego w wyniku wolnej pary elektronów azotu, na związanych atomach pojawiają się ładunki o przeciwnych znakach. W wyniku przyciągania elektrostatycznego powstaje między nimi wiązanie jonowe. Powstała kombinacja wiązań kowalencyjnych i jonowych nazywana jest wiązaniem semipolarnym. Wiązanie donor-akceptor jest charakterystyczne dla związków złożonych. W zależności od rodzaju dawcy wyróżnia się kompleksy n lub p.

Atom wodoru związany z atomem silnie elektroujemnym (N, O, F) ma niedobór elektronów i może oddziaływać z wolną parą elektronów innego silnie elektroujemnego atomu, znajdującego się w tej samej lub innej cząsteczce. W rezultacie powstaje wiązanie wodorowe. Graficznie wiązanie wodorowe jest oznaczone trzema kropkami.

Energia wiązania wodorowego jest niska (10-40 kJ/mol) i jest determinowana głównie przez oddziaływania elektrostatyczne.

Międzycząsteczkowe wiązania wodorowe powodują asocjację związków organicznych, co prowadzi do wzrostu temperatury wrzenia alkoholi (t – temperatura wrzenia C 2 H 5 OH = 78,3 – C; t – temperatura wrzenia CH 3 OCH 3 = -24 – C) , kwasy karboksylowe i wiele innych właściwości fizycznych (temperatura topnienia tΔ, lepkość) i chemicznych (kwasowo-zasadowa).

Mogą również występować wewnątrzcząsteczkowe wiązania wodorowe, np. w kwasie salicylowym, co prowadzi do wzrostu jego kwasowości.

Cząsteczka etylenu jest płaska, kąt pomiędzy wiązaniem H - C - H wynosi 120°C. Aby rozbić wiązanie podwójne p - p - i umożliwić obrót wokół pozostałego wiązania sp 2 - y - konieczne jest wydatkowanie znacznej ilości energii; Dlatego rotacja wokół wiązania podwójnego jest trudna i możliwe jest istnienie izomerów cis i trans.

Wiązanie kowalencyjne jest niepolarne tylko wtedy, gdy łączą atomy o identycznej lub podobnej elektroujemności. Kiedy elektrony się wiążą, gęstość wiązań kowalencyjnych przesuwa się w stronę atomu bardziej elektroujemnego. Ta relacja jest spolaryzowana. Polaryzacja nie ogranicza się tylko do jednego wiązania y, ale rozprzestrzenia się wzdłuż łańcucha i prowadzi do pojawienia się ładunków cząstkowych (y) na atomach

Zatem podstawnik „X” powoduje polaryzację nie tylko swojego wiązania y z atomem węgla, ale także przenosi swój wpływ (wykazuje działanie) na sąsiednie wiązania y. Ten rodzaj wpływu elektronicznego nazywa się indukcyjnym i oznacza się j.

Efekt indukcyjny polega na przeniesieniu wpływu elektronowego podstawnika wzdłuż łańcucha wiązań Y.

Kierunek działania indukcyjnego podstawnika ocenia się zwykle jakościowo poprzez porównanie z atomem wodoru, którego efekt indukcyjny przyjmuje się za 0 (wiązanie C-H uważa się za praktycznie niepolarne).

Podstawnik X, który przyciąga gęstość elektronów wiązania y silniej niż atom wodoru, wykazuje ujemny efekt indukcyjny -I. Jeżeli w porównaniu do atomu wodoru podstawnik Y zwiększa gęstość elektronów w łańcuchu, to wykazuje dodatnie działanie indukcyjne, +I. Graficznie efekt indukcyjny jest przedstawiony przez strzałkę pokrywającą się z położeniem linii walencyjnej i skierowaną w stronę atomu bardziej elektroujemnego. Efekt +I wywierany jest przez grupy alkilowe, atomy metali i aniony. Większość podstawników ma efekt -I. A im większa, tym wyższa elektroujemność atomu tworzącego wiązanie kowalencyjne z atomem węgla. Grupy nienasycone (wszystkie bez wyjątku) mają efekt -I, którego wielkość wzrasta wraz ze wzrostem wiązań wielokrotnych.

Efekt indukcyjny, ze względu na słabą polaryzowalność wiązania Y, zanika po trzech lub czterech wiązaniach Y w obwodzie. Jego działanie jest najsilniejsze na pierwszych dwóch atomach węgla najbliżej podstawnika.

Jeśli cząsteczka zawiera sprzężone wiązania podwójne lub potrójne, następuje efekt koniugacji (lub efekt mezomeryczny; efekt M).

Efekt koniugacji polega na przeniesieniu wpływu elektronowego podstawnika poprzez układ wiązań p. Podstawniki zwiększające gęstość elektronów w układzie sprzężonym wykazują dodatni efekt koniugacji, efekt +M. Efekt +M wykazują podstawniki zawierające atomy z wolną parą elektronów lub cały ładunek ujemny. Podstawniki, które wycofują gęstość elektronów z układu sprzężonego, wykazują ujemny (mezomeryczny) efekt koniugacji, efekt -M. Należą do nich grupy nienasycone i atomy naładowane dodatnio. Redystrybucja (przemieszczenie) całkowitej chmury elektronów pod wpływem efektu M jest graficznie przedstawiona za pomocą zakrzywionych strzałek, których początek pokazuje, które elektrony p lub p są przemieszczane, a koniec - wiązanie lub atom, z którym się one łączą są przesiedleni

Efekt mezomeryczny (efekt koniugacji) przekazywany jest poprzez system wiązań sprzężonych do znacznie większych rozpiętości.

Wiązanie kowalencyjne może być spolaryzowane i zdelokalizowane.

Zlokalizowane wiązanie kowalencyjne - elektrony wiążące są współdzielone pomiędzy dwoma jądrami łączonych atomów.

Wiązanie zdelokalizowane to wiązanie kowalencyjne, którego orbital molekularny obejmuje więcej niż 2 atomy. Są to prawie zawsze połączenia p.

Koniugacja (mezomeria, mezo – średnia) to zjawisko ułożenia wiązań i ładunków w rzeczywistej cząsteczce (cząstce) w porównaniu z rzeczywistą, ale nieistniejącą strukturą.

Teoria rezonansu - rzeczywistą cząsteczkę lub cząstkę opisuje zbiór specyficznych, tzw. struktur rezonansowych, które różnią się od siebie jedynie rozkładem gęstości elektronowej.

Chemia organiczna ma wyjątkowo duże znaczenie edukacyjne i gospodarcze.

U podstaw zjawisk Życia leżą naturalne substancje organiczne i ich przemiany. Dlatego chemia organiczna jest chemicznym fundamentem chemii biologicznej i biologii molekularnej - nauk badających procesy zachodzące w komórkach organizmów na poziomie molekularnym. Badania w tym obszarze pozwalają lepiej zrozumieć istotę żywych zjawisk przyrodniczych.

Przemysł wytwarza wiele syntetycznych związków organicznych do zastosowania w różnych sektorach działalności człowieka - są to produkty naftowe, paliwo do różnych silników, materiały polimerowe (guma, tworzywa sztuczne, włókna, folie, lakiery, kleje itp.), środki powierzchniowo czynne, środki powierzchniowo czynne, barwniki, środki ochrony roślin, leki, substancje aromatyzujące i perfumeryjne itp. Bez znajomości podstaw chemii organicznej współczesny człowiek nie jest w stanie kompetentnie korzystać ze wszystkich tych wytworów cywilizacji.

Surowcami związków organicznych są ropa naftowa i gaz ziemny, węgiel kamienny i brunatny, łupki bitumiczne, torf, produkty rolne i leśne.

Kryterium podziału związków na organiczne i nieorganiczne jest ich skład pierwiastkowy.

Związki organiczne obejmują chemikalia zawierające węgiel, na przykład:

CH 3 -CN, CH 3 -CH 2 -OH, CS 2, CH 3 COOH, CH 3 -NH 2, CH 3 -NO 2, CH 3 -COOC 2 H 5 .

Związki organiczne różnią się od związków nieorganicznych szeregiem charakterystycznych cech:

· prawie wszystkie substancje organiczne palą się lub łatwo ulegają zniszczeniu pod wpływem utleniaczy, uwalniając CO 2 (na podstawie tej cechy można określić, czy badana substancja jest związkiem organicznym);

· w cząsteczkach związków organicznych węgiel można łączyć z niemal każdym pierwiastkiem układu okresowego;

Cząsteczki organiczne mogą zawierać sekwencję atomów węgla połączonych w łańcuchy (otwarte lub zamknięte);

· cząsteczki większości związków organicznych nie dysocjują na wystarczająco trwałe jony;

· reakcje związków organicznych przebiegają znacznie wolniej iw większości przypadków nie są zakończone;

Powszechne zjawisko wśród związków organicznych izomeria ;

· substancje organiczne mają niższe temperatury przejścia fazowego (bp, mp).

Związków organicznych jest znacznie więcej niż nieorganicznych.

Podstawowe zasady teorii budowy chemicznej Butlerowa

1. Atomy w cząsteczkach są połączone ze sobą w określonej kolejności, zgodnie z ich wartościowościami. Sekwencja wiązań międzyatomowych w cząsteczce nazywa się jej struktura chemiczna i znajduje odzwierciedlenie w jednym wzorze strukturalnym (wzór struktury).

2. Budowę chemiczną można określić metodami chemicznymi. (Obecnie stosowane są również nowoczesne metody fizyczne).

3. Właściwości substancji zależą od ich budowy chemicznej.

4. Na podstawie właściwości danej substancji można określić strukturę jej cząsteczki, a na podstawie struktury cząsteczki można przewidzieć jej właściwości.

5. Atomy i grupy atomów w cząsteczce oddziałują na siebie wzajemnie.

Od chwili, gdy badacze nauczyli się określać skład pierwiastkowy związków, zauważono, że często związki o tym samym składzie pierwiastkowym mają zupełnie inne właściwości chemiczne i fizyczne. Identyfikacja przyczyn tego zachowania stała się bodźcem do stworzenia teorii budowy związków organicznych. Teorię tę po raz pierwszy sformułował A.M. Butlerow.

Teoria Butlerowa była naukową podstawą chemii organicznej i przyczyniła się do jej szybkiego rozwoju. W oparciu o założenia teorii A.M. Butlerov dał wyjaśnienie tego zjawiska izomeria , przewidział istnienie różnych izomerów, a niektóre z nich uzyskał po raz pierwszy.

Struktura atomu węgla

Jest oczywiste, że wszystkie reakcje, w które wchodzą cząsteczki organiczne, są związane ze strukturą atomu węgla danej cząsteczki i przegrupowaniem jej zewnętrznych orbitali walencyjnych w procesie transformacji.

W stanie niewzbudnym atom węgla ma 2 elektrony na orbicie s drugiego podpoziomu (orbitale 2s), a także 2 elektrony na dwóch (z łącznej liczby 3) orbitali p drugiego podpoziomu (2p x i 2p y orbitale):

Zatem węgiel ma 4 elektrony na swoich zewnętrznych orbitali, które są zdolne do tworzenia wiązań. Zgodnie z teorią kształty orbitali s i p opisują prawdopodobieństwo znalezienia elektronu względem jądra atomu. Niehybrydyzowane orbitale s i p mają kształt kuli i jednolitego „hantle” i są rozmieszczone w przestrzeni zgodnie z poniższym diagramem:

Kiedy związki powstają z węgla atomowego (lub jako część związków węgla), następuje zmiana kształtu i położenia w przestrzeni względem jądra atomu zewnętrznych orbitali węgla, zwana hybrydyzacja . Hybrydyzację można schematycznie przedstawić w następujący sposób:

Z czterech niezhybrydyzowany w rezultacie orbitale atomowe s i p mają różne kształty hybrydyzacja sp3 (co oznacza zmianę jednego S- i trzy R-orbitale). cztery równe poprzez energię i formę hybrydyzowane mi orbitale molekularne w kształcie zniekształconych hantli.

Aby zapewnić minimalną zawadę przestrzenną i wzajemne odpychanie, te cztery równoważne orbitale rozmieszczone są w przestrzeni w równych odległościach od siebie, skierowane w stronę wierzchołków czworościanu (jądro atomu węgla znajduje się w środku czworościanu), a kąty przestrzenne pomiędzy orbitalami wynoszą około 109° 28':

W tym stanie w wyniku nakładania się orbitali mogą bez przeszkód powstać cztery wiązania. W takiej hybrydyzacji węgiel występuje (wyłącznie) w składzie alkanów, cykloalkanów i alkoholi.

Tak wygląda np. cząsteczka etanu (żółte kulki pokazują atomy wodoru, a dokładniej ich orbitale s):

Wiązanie między atomami węgla powstaje w wyniku nakładania się zhybrydyzowanych orbitali. Takie połączenia nazywane są S- wiązania (wiązania sigma). Wokół S- połączenia możliwa jest rotacja fragmentów molekularnych.

Hybrydyzacja to zmiana kształtu i położenia w przestrzeni względem jądra atomu jego zewnętrznych orbitali elektronowych, podczas tworzenia wiązań z innymi atomami. Inna definicja: hybrydyzacja – mieszanie orbitalne w wyniku czego wyrównują się pod względem kształtu i energii.

Atom węgla posiadający wiązanie wielokrotne (alkeny -C=C -, związki karbonylowe >C=O, kwasy karboksylowe i ich pochodne -COOH, -COOR itp.) ma różną hybrydyzację (sp 2), odpowiednio kształt i położenie w przestrzeni orbitali zewnętrznych:

W stanie hybrydyzacji sp 2 na węglu istnieją tylko 3 zhybrydyzowane orbitale (wywodzące się z jednego orbitali s i dwóch p), które znajdują się w tej samej płaszczyźnie pod kątem 120° między nimi, oraz czwarty ( niezhybrydyzowany) orbital p jest położony prostopadle do tej płaszczyzny. W rezultacie powstaje wiązanie podwójne nakładanie się niezhybrydyzowanych orbitali pomiędzy sąsiadującymi atomami węgla (lub pomiędzy węglem i tlenem) rysunek przedstawia cząsteczkę etylenu (etenu):

Wiązania utworzone przez nakładanie się niezhybrydyzowanych orbitali p nazywane są P- znajomości. Zatem wiązanie wielokrotne (podwójne) w cząsteczce etenu jest utworzone przez jedno wiązanie sigma i jedno wiązanie pi.

Rotacja fragmentów molekularnych wokół P- wiązanie jest z oczywistych powodów niemożliwe w normalnej temperaturze (do rozerwania zachodzących na siebie orbitali p wymagana jest dodatkowa energia), determinuje to obecność izomerów przestrzennych (geometrycznych) w alkenach, pod pewnymi dodatkowymi warunkami, które zostaną omówione poniżej.

Na obrazku niezhybrydyzowany Orbitale p znajdują się w pewnej odległości - sztucznie odsunięte od siebie dla lepszej percepcji, chociaż w rzeczywistości „dotykają się” wzajemnie, zachodząc na siebie od góry i od dołu, ale tworząc tylko jedno dodatkowe wiązanie.

Węgiel przy wiązaniu potrójnym (w alkinach i nitrylach) jest w stanie hybrydyzacja sp :

Para zhybrydyzowanych orbitali ułożona jest w linii, pod kątem 180° i w przeciwnych kierunkach. Dwa niezhybrydyzowane orbitale p, zgodnie z zasadą minimalnego odpychania i minimalizacji zawady przestrzennej, są usytuowane prostopadle do tej linii i pod kątem 90° względem siebie. Wiązanie potrójne w alkinach powstaje w wyniku nakładania się zhybrydyzowanych orbitali (jeden S- wiązanie) i dwa niezhybrydyzowane orbitale p sąsiadujących atomów węgla (dwa wiązania p). Przykładowo tak wygląda model cząsteczki acetylenu (etyny):

W wyniku reakcji węgiel jest w stanie zarówno zmienić, jak i utrzymać swój stan hybrydyzacji.

Rodzaje wiązań w cząsteczkach substancji organicznych

Dominującym typem wiązania w cząsteczkach związków organicznych jest wiązanie kowalencyjne. Przy charakteryzowaniu wiązań CC lub CH, para elektronów wiążących jest w przybliżeniu równo dzielona pomiędzy atomami. Jest to spowodowane w przybliżeniu równymi powinowactwami elektronowymi ( elektroujemność) Atomy C i H.

W przypadku, gdy węgiel jest związany z atomem bardziej elektroujemnym (halogeny, tlen, azot), wiązanie może być znacznie spolaryzowane i na atomach mogą tworzyć się częściowe ładunki dodatnie (na węglu) i ujemne (na halogenach, tlenie, azocie) . Jednakże stopień jonowości takiego wiązania jest minimalny.

Ze względu na niepolarność wiązań C-C i C-H preferowaną metodą ich rozrywania jest homoliza, gdy para elektronów jest równomiernie rozdzielona pomiędzy atomami. Kiedy wiązanie zostaje zerwane w ten sposób, powstają nienaładowane, ale wysoce reaktywne cząstki z niesparowanymi elektronami, zwane rodnikami. Reakcje z pośrednim tworzeniem rodników są bardzo typowe dla alkanów. Przemiany takie inicjowane są poprzez wprowadzenie z zewnątrz energii wystarczającej do rozerwania wiązania (ogrzewanie) lub związków inicjujących powstawanie rodników przy słabym nagrzaniu lub napromieniowaniu ultrafioletowym (nadtlenki, halogeny, związki azowe, inicjatory chemiczne generujące rodniki w wyniku Reakcja chemiczna). Ogólnie alkany i cykloalkany z nienaprężonymi pierścieniami są chemicznie stosunkowo obojętne.

Natomiast alkenów jest znacznie więcej reaktywny. Powodem tego jest nienasycenie (wiązanie wielokrotne) i dostępność luźnej gęstości elektronów nakładających się orbitali p P- wiązania do działania odczynników elektrofilowych (związki z pustymi orbitalami zewnętrznymi lub niedobór elektronów znajomości). W efekcie zanika wiązanie wielokrotne i przyłączają się elektrofile. Reakcje przebiegają z pośrednim utworzeniem dodatnio naładowanych półproduktów (karbokationów) lub rodników.

Kolejna grupa reakcji związana jest z polaryzacją wiązania węgiel-halogen, tlen lub azot. Reakcje te mają bardziej złożony mechanizm i zależą od struktury substratu, odczynnika i warunków reakcji (rozpuszczalnik, katalizator itp.).

Istnieją również bardziej złożone typy reakcji ( cykloaddycja lub reakcja Dielsa-Aldera), której szczegółowy mechanizm nie został jeszcze zbadany we wszystkich jego zawiłościach.

Rodzaje reakcji w chemii organicznej

Można zatem wyróżnić tylko kilka rodzajów reakcji, w których wchodzą związki organiczne:

1) reakcje podstawienie gdy jeden atom (lub grupa atomów) zostaje zastąpiony innym atomem (lub grupą atomów). Szkielet węglowy pozostaje niezmieniony. Reakcje przebiegają poprzez wstępne rozerwanie wiązania, po którym następuje utworzenie nowego;

2) reakcje przystąpienie . Charakterystyka związków, które posiadają nienasycenie (wiązania wielokrotne), w wyniku którego możliwe jest dodanie innych cząsteczek (wodór, woda, halogeny, tlen, halogenowodory itp.);

3) reakcje oddzielenie się (eliminacja), gdy cząsteczki (woda, amoniak, halogeny, halogenowodory, wodór, CO, CO 2 itp.) oddzielają się od cząsteczki związku organicznego. Takie reakcje są często nazywane odpowiednio od rodzaju usuwanej cząsteczki, odpowiednio: odwodnienie, deaminacja, dehalogenacja, dehydrohalogenacja, odwodornienie, dekarbonylacja, dekarboksylacja itp.;

4) reakcje kondensacja kiedy szkielet węglowy cząsteczki ulega powiększeniu;

5) reakcje pękania (lub rozszczepiania), w wyniku których szkielet węglowy ulega rozszczepieniu na mniejsze cząsteczki;

6) reakcje utlenianie , któremu towarzyszy usunięcie cząsteczek wodoru (szczególny przypadek reakcji eliminacji) lub jednoczesne wprowadzenie cząsteczek tlenu (przekształcenie alkoholi w aldehydy i ketony, a następnie w kwasy);

7)reakcje izomeryzacja (Lub restrukturyzacja szkieletu węglowego lub cykle);

8)reakcje polimeryzacja w wyniku czego z małych cząsteczek (monomerów) powstają długie, nierozgałęzione cząsteczki polimeru. W żywej naturze istnieją przykłady tworzenia rozgałęzionych cząsteczek polimeru, których jednostkami strukturalnymi są organiczne cząsteczki monosacharydów (węglowodanów).

Klasyfikacja związków organicznych

Pomimo różnorodności związków organicznych, podstawą ich cząsteczek są łańcuchy i pierścienie utworzone z atomów węgla. Nazywa się związki zawierające tylko węgiel i wodór węglowodory. W tym przypadku część wartościowości węgla jest wydawana na tworzenie wiązań z sąsiednimi atomami węgla, a wolne wartościowości wiążą węgiel z wodorem, tlenem, azotem, siarką i znacznie rzadziej z innymi atomami układu okresowego. Bardzo często taki „szkielet” atomów węgla zostaje zachowany w wyniku przemian chemicznych, jakim ulega cząsteczka związku organicznego, co znacznie ułatwia przewidywanie składu produktów. Często reakcje ograniczają się do zastąpienia jednego lub większej liczby atomów wodoru innym pierwiastkiem lub grupą atomów (inaczej zwaną ugrupowaniem lub Grupa funkcyjna ), w wyniku czego powstaje związek organiczny innej klasy. W zależności od grupy, która w wyniku reakcji zastąpiła jeden z atomów wodoru w cząsteczce związku organicznego, wyróżnia się klasy związków organicznych.

Często w wyniku reakcji jedna grupa funkcyjna zostaje zastąpiona inną, zachowując przy tym szkielet węglowy. Znane są jednak także liczne reakcje, którym towarzyszą zmiany w szkielecie węglowym cząsteczki.

Tabela

Niektóre grupy funkcyjne związków organicznych

Grupa funkcyjna	Nazwa grupy	Klasa połączenia	Struktura ogólna	Przykłady
- kl , -F, -Br, -I (-X)	Fluorowiec	Halogenki		Bromobenzen
				Chlorek etenylu(chlorek winylu)
-ON	Hydroksyl (hydroksy, hydroksy)	Alkohole, fenole	R-OH	Fenol
				Metanol
> C=O	Karbonyl (okso)	Aldehydy, ketony		Propanon(aceton) Etanal(aldehyd octowy)
-LICZ	Karboksyl (karboksyl)	Kwasy karboksylowe		Ethanowakwas (kwas octowy)
- NIE 2	Nitro	Związki nitrowe		Nitrometan
-NH2	Amino	Aminy		Aminometan(metyloamina)
-CN	Cyjan	Nitryle		Etannitryl(acetonitryl)

Homologie i serie homologiczne

Homologie – związki organiczne (tej samej klasy, patrz wyżej), różniące się jedną lub większą liczbą grup metylenowych (jednostki -CH 2). Homologami alkanów są np. metan, etan, propan, butan itp., w których liczba atomów węgla zmienia się o jeden (lub o tę samą liczbę jednostek metylenowych).

Homologi związków aromatycznych to benzen, toluen, ksyleny, mezytylen, etylobenzen i inne podstawiony alkilem benzeny. Związki te różnią się także swoim wzorem ogólnym jedną lub większą liczbą jednostek metylenu (-CH2-). Odpowiednio homologami są metanol, propanol i etanol, aceton i keton metylowo-etylowy, kwas octowy i propionowy itp.

Izomeria związków organicznych

Wzór struktury (wzór strukturalny) opisuje kolejność łączenia atomów w cząsteczce, tj. jego strukturę chemiczną. Wiązania chemiczne we wzorze strukturalnym są oznaczone myślnikami. Zwykle nie wskazuje się wiązania wodoru z innymi atomami (takie wzory nazywane są skróconymi wzorami strukturalnymi).

Wzory strukturalne różnią się od wzorów molekularnych (brutto), które pokazują jedynie, jakie pierwiastki i w jakiej proporcji wchodzą w skład substancji (tj. Jakościowy i ilościowy skład pierwiastkowy), ale nie odzwierciedlają kolejności wiązania atomów. Na przykład, N-butan i izobutan mają ten sam wzór cząsteczkowy C4H10, ale inna kolejność połączeń.

Zatem różnica w substancjach wynika nie tylko z różnych jakościowych i ilościowych składów pierwiastkowych, ale także z różnych struktur chemicznych, co można odzwierciedlić jedynie we wzorach strukturalnych. Jeszcze przed stworzeniem teorii struktury znane były substancje o tym samym składzie pierwiastkowym, ale o różnych właściwościach. Takie substancje nazywano izomery i samo to zjawisko – izomeria. Podstawy izomerii, jak pokazał A.M. Butlerov kłamie różnica w strukturze cząsteczki składające się z tego samego zestawu atomów. Zatem izomeria jest zjawiskiem istnienia związków, które mają ten sam skład jakościowy i ilościowy, ale różne struktury, a co za tym idzie, różne właściwości.

Na przykład, gdy cząsteczka zawiera 4 atomy węgla i 10 atomów wodoru, mogą istnieć dwa związki izomeryczne:

W zależności od charakteru różnic w budowie izomerów istnieją strukturalny I przestrzenny izomeria.

Izomeria strukturalna

Izomery strukturalne – związki o tym samym składzie jakościowym i ilościowym, różniące się kolejnością wiązania atomów, czyli budową chemiczną.

Na przykład skład C4H8 odpowiada 5 izomerom strukturalnym:

Wśród związków organicznych teoretycznie możliwe jest istnienie kolosalnej liczby wyłącznie izomerów strukturalnych. Zatem wśród alkanów zawierających tylko atomy węgla i wodoru liczba możliwych izomerów rośnie wykładniczo wraz ze wzrostem liczby atomów węgla. Jeśli dla związku o składzie C 4 H 10 możliwe są tylko dwa izomery, to dla pentanów C 5 H 12 liczba takich izomerów wzrasta do trzech, C 6 H 14 ma 5 izomerów, C 7 H 16 - 9 izomerów, C 8 Izomery H 18 - 18, izomery C 9 H 20 - 35, a dla związku pentakozanowego C 25 H 52 teoretycznie możliwe jest istnienie aż 36 797 588 izomerów.

Na podstawie powyższego przykładu można rozróżnić następujące izomery:

- pozycje wiązań podwójnych (buten-1 i buten-2);

- szkielet węglowy (buteny-1 i -2 oraz izobutylen);

- rozmiary cykli (cyklobutan i metylocyklopropan);

- międzyklasowe izomery (alkeny i cykloalkany).

Izomerami międzyklasowymi są na przykład etanol i eter dimetylowy, które mają ten sam ogólny wzór C 2 H 6 O, ale zupełnie inną budowę i należą do różnych klas. Różnią się one nie tylko właściwościami chemicznymi (bardziej obojętny eter dimetylowy nie reaguje z metalicznym sodem, w przeciwieństwie do etanolu), ale także właściwościami fizycznymi. Etanol jest cieczą w normalnej temperaturze, natomiast eter dimetylowy jest gazem.

Cykliczne i acykliczne związki organiczne

Można zauważyć, że wśród izomerów strukturalnych związków organicznych mogą znajdować się cząsteczki zawierające cykle zbudowane z atomów węgla różne liczby (i często więcej niż jeden taki cykl w cząsteczce). Na tej podstawie rozróżniają Ali cykliczny połączenia (zawierające cykle lub po prostu połączenia cykliczne) i A cykliczny związki (nie zawierające cykli, ale zbudowane wyłącznie z łańcuchów atomów węgla, często rozgałęzionych).

Związki karbocykliczne zawierają w pierścieniu tylko atomy węgla. Dzielą się na dwie grupy o znacząco odmiennych właściwościach chemicznych: cykliczne alifatyczne (w skrócie alicykliczny) I aromatyczny znajomości.

Związki heterocykliczne zawierają w cyklu, oprócz atomów węgla, jeden lub więcej atomów innych pierwiastków – heteroatomy(z greckiego hetero– inne, inne) – tlen, azot, siarka itp.

Izomeria przestrzenna

Izomery przestrzenne (izomery geometryczne, stereoizomery) przy tym samym składzie i tej samej budowie chemicznej różnią się przestrzennym rozmieszczeniem atomów w cząsteczce.

Izomery przestrzenne są optyczny (lustro) i cis-trans- izomery. W powyższym przykładzie 2-buten, który występuje w przyrodzie jako qi Z - I trans- buteny-2:

Izomeria przestrzenna występuje w szczególności, gdy węgiel ma cztery różne podstawniki:

Jeśli zamienisz dowolne dwa z nich, otrzymasz kolejny izomer przestrzenny o tym samym składzie. Właściwości fizykochemiczne takich izomerów znacznie się różnią. Związki tego typu wyróżniają się zdolnością do obracania o określoną wielkość płaszczyzny światła spolaryzowanego przechodzącego przez roztwór takich związków. W tym przypadku jeden izomer obraca płaszczyznę światła spolaryzowanego w jednym kierunku, a jego izomer obraca się w przeciwnym kierunku. Ze względu na takie efekty optyczne nazywa się ten typ izomerii izomeria optyczna .

Więcej szczegółów na temat izomerii optycznej można znaleźć w części poświęconej związkom organicznym zawierającym tlen i azot.

Izomeria optyczna jest szczególnym przypadkiem izomerii przestrzennej. Izomery optyczne to cząsteczki różniące się przestrzennym rozmieszczeniem grup i atomów, posiadające ten sam skład i tę samą kolejność wiązań atomowych. Roztwory takich związków są w stanie obrócić o pewien kąt płaszczyznę przepuszczanego przez nie spolaryzowanego światła.

1.3.3. Nazewnictwo związków organicznych

Ze względu na obecność ogromnej liczby związków organicznych, system ich oznaczania (nazwy) nabiera ogromnego znaczenia, tak że po nazwie można łatwo ustalić jego strukturę (strukturę chemiczną), a co za tym idzie, wszystkie właściwości chemiczne i fizyczne. Zatem nazwa powinna możliwie najdokładniej odzwierciedlać budowę chemiczną związku organicznego, z uwzględnieniem możliwości identyfikacji izomerów strukturalnych i geometrycznych. Do chwili obecnej wyłoniły się trzy rodzaje nomenklatury związków organicznych:

1. trywialny ;

2. racjonalny ;

3. systematyczny (lub podstawienie, lub nomenklatura IUPAC ).

Obecność trywialnych nazw jest związana z historią. Wcześniej badacze często nadawali nazwy związkom w oparciu o źródło ich izolacji lub pewne właściwości organoleptyczne i fizykochemiczne. Nazwy trywialne są czasami w obiegu z tymi samymi prawami (jeśli nie częściej) niż nazwy systematyczne. Na przykład nazwy kwas octowy, kwas mrówkowy, laktoza, mocznik i wiele innych nazw są nadal w użyciu.

Racjonalna nomenklatura

Tego typu nazewnictwo stało się powszechne w wyniku tego, że niektóre związki można nazwać pewnego rodzaju związkiem macierzystym, od którego różnią się podstawnikami. Przykładem może być neopentan („nowy pentan”), węglowodór z grupy alkanów o składzie C5H12. Nazwa „neopentan” jest uważana za banalną i nie mówi absolutnie nic o jego budowie. Zgodnie z drugim rodzajem nomenklatury węglowodór ten można nazwać tetrametylometan. Nazwa tetrametylometan już znacznie bardziej pouczające pod względem informacji o strukturze cząsteczki. Można sobie wyobrazić cząsteczkę metanu, w której wszystkie cztery atomy wodoru zastąpiono grupami metylowymi.

Systematyczny ta sama nazwa dotyczy neopentanu 2,2-dimetylopropan , opracowane zgodnie z zasadami opracowanymi przez Międzynarodową Unię Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC - Międzynarodowe Zrzeszenie Chemii Czystej i Stosowanej). Wzór strukturalny neopentanu podano poniżej:

Szczegółowo omówimy zasady nazewnictwa związków organicznych później, rozważając poszczególne klasy związków organicznych, ponieważ każdy przypadek ma swoją własną charakterystykę.

Zastąpienie atomów wodoru w cząsteczkach alkanu dowolnym heteroatomem (halogenem, azotem, siarką, tlenem itp.) lub grupą powoduje redystrybucję gęstości elektronów. Natura tego zjawiska jest inna. Zależy to od właściwości heteroatomu (jego elektroujemności) i od rodzaju wiązań, wzdłuż których ten wpływ się rozprzestrzenia.

Efekt indukcyjny

Jeżeli wpływ posła zostaje przeniesiony poprzez uczestnictwo S- wiązań, wówczas następuje stopniowa zmiana stanu elektronicznego wiązań. Ta polaryzacja nazywa się efekt indukcyjny (I) , jest reprezentowane przez strzałkę w kierunku przesunięcia gęstości elektronowej. Gęstość elektronów zawsze przesuwa się w stronę WIĘCEJ ELEKTROujemnego atomu lub grupy atomów:

CH3-CH2->Cl,

HO CH 2-CH 2 --> Cl ,

CH3-CH2 --> COOH,

CH 3 -CH 2 --> NO 2 itd.

Efekt indukcyjny wynika z chęci atomu lub grupy atomów do dostarczania lub odbierania gęstości elektronowej i dlatego może być dodatni lub ujemny. Ujemne działanie indukcyjne wykazują pierwiastki bardziej elektroujemne niż węgiel, tj. halogeny, tlen, azot i inne, a także grupy o ładunku dodatnim na pierwiastku związanym z węglem. Ujemny efekt indukcyjny maleje od prawej do lewej w okresie i od góry do dołu w grupie układu okresowego:

F > O > N,

F > Cl > Br > J.

W przypadku podstawników w pełni naładowanych ujemny efekt indukcyjny wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności atomu związanego z węglem:

>O + - >> N +< .

W przypadku podstawników złożonych o ujemnym efekcie indukcyjnym decyduje natura atomów tworzących podstawnik. Ponadto efekt indukcyjny zależy od charakteru hybrydyzacji atomów. Zatem elektroujemność atomów węgla zależy od hybrydyzacji orbitali elektronowych i zmienia się w następującym kierunku:

sp3< sp2 < sp .

Pierwiastki mniej elektroujemne niż węgiel wykazują dodatni efekt indukcyjny; grupy z całkowitym ładunkiem ujemnym; grupy alkilowe. Efekt +I maleje w szeregu:

(SN 3 ) 3 C -> (CH 3) 2 CH-> CH 3 -CH 2 -> CH 3 -> H-.

Indukcyjny efekt podstawnika szybko zanika wraz ze wzrostem długości łańcucha.

Tabela

Tabela podsumowująca podstawniki i ich efekty elektronowe

X - halogen)	Efekty
CH 3 > CH 3 -CH 2 - > (CH 3) 2 CH- >> CH 2 X	Ja, +M
(CH3)3C-	Ja, M = 0
Atom dołączony doP- X- (halogen ), -O - , -OH, -OR, -NH2, -NHR, -NR2, -SH, -SR,	–Ja, +M
załączonym doP- CHX2, -CX3, -C=N=S	-JESTEM
Więcej węgla elektroujemnego (w porównaniu do sp3): CH=C N-, -S = (ale z łatwością przenosi efekt M w dowolnym kierunku)	–I, M = 0
N + H3, -N + R3, (-S + R2, -O + H2),	–I, M = 0

Efekt mezomeryczny

Obecność podstawnika z wolną parą elektronów lub wolnego p-orbitalu przyłączonego do układu zawierającego p-elektrony prowadzi do możliwości wymieszania p-orbitali podstawnika (zajętego lub wolnego) z p-orbitalami i redystrybucji gęstości elektronowej w związkach. Efekt ten nazywa się mezomeryczny .

Zmiana gęstości elektronów jest zwykle nieznaczna, a długości wiązań pozostają praktycznie niezmienione. Niewielkie przesunięcie gęstości elektronów ocenia się na podstawie momentów dipolowych, które są małe nawet w przypadku dużych efektów koniugacji na zewnętrznych atomach układu sprzężonego.

Efekt mezomeryczny przedstawiono zakrzywioną strzałką skierowaną w stronę zmiany gęstości elektronów. Gęstość elektronów zawsze przesuwa się w bok bardziej elektroujemny atom zlokalizowane na krawędzi konstrukcji i połączone z resztą konstrukcji połączenie wielokrotne:

W zależności od kierunku przemieszczenia chmury elektronów efekt mezomeryczny może być dodatni (+M), atomowy lub gdy grupa atomów przenosi elektrony do układu pi:

i ujemna (-M), gdy grupa atomów wyciąga elektrony z układu pi:

Dodatni efekt mezomeryczny (+M) maleje wraz ze wzrostem elektroujemności atomu niosącego samotną parę elektronów, w związku ze spadkiem tendencji do jej oddawania, a także ze wzrostem objętości atomu. Pozytywne działanie mezomeryczne halogenów zmienia się w następującym kierunku:

F> Cl > Br> J (+M -efekt).

Grupy z samotnymi parami elektronów na atomie przyłączonym do koniugatu mają pozytywny efekt mezomeryczny. Liczba Pi-system:

- NH2( NHR, NR 2) > OH( LUB ) > X (halogen) (+efekt M).

Dodatni efekt mezomeryczny maleje, jeśli atom jest związany z grupą akceptora elektronów:

-NH2> -NH-CO-CH3.

Ujemny efekt mezomeryczny wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności atomu i osiąga maksymalne wartości, jeśli atom akceptora niesie ładunek:

>C=O + H >> >C=O.

Zmniejszenie negatywnego efektu mezomerycznego obserwuje się, jeśli grupa akceptorowa jest sprzężona z grupą dawcy:

-GRUCHAĆ - << - СО -NH2< -CO-OR < -CO-H(R) << -CO- CO- < -CO-X ( fluorowiec ) (– efekt M).

Tabela

Podstawnik lub grupa atomów ( X - halogen)	Efekty
CH 3 > CH 3 -CH 2 - > (CH 3) 2 CH- >> CH 2 X	Ja, +M
(CH3)3C-	Ja, M = 0
Atom dołączony doP-układ ma samotną parę elektronów: X- (halogen	–Ja, +M
załączonym doP-układ, atom z kolei jest połączony z atomem bardziej elektroujemnym: N=O, -NO 2 , -SO3H, -COOH, -CO-H, -CO-R, -CO-OR, -CN, - CHX2, -CX3, -C=N=S	-JESTEM
CH=C N-, -S = CH (etynyl), -C 6H 4 - (fenylen)	–I, M = 0
Atom nie posiadający orbitali p, ale o całkowitym ładunku dodatnim	–I, M = 0

Hiperkoniugacja lub superkoniugacja

Efekt podobny do dodatniego mezomerycznego występuje, gdy wodór w wiązaniu wielokrotnym zostaje zastąpiony grupą alkilową. Efekt ten jest skierowany na wiązanie wielokrotne i nazywa się go hiperkoniugacja(superkoniugat):

Efekt przypomina dodatni efekt mezomeryczny, ponieważ przekazuje elektrony koniugatu P- system:

Superkoniugacja maleje w sekwencji:

CH 3 > CH 3 -CH 2 > (CH 3) 2 CH > (CH 3) 3 C.

Aby pokazać efekt hiperkoniugacja konieczne jest posiadanie co najmniej jednego atomu wodoru przy atomie węgla sąsiadującym z układem p. Grupa tert-butylowa nie wykazuje tego efektu, dlatego jej efekt mezomeryczny wynosi zero.

Tabela

Tabela podsumowująca podstawniki i ich efekty elektronowe

Podstawnik lub grupa atomów ( X - halogen)	Efekty
CH 3 > CH 3 -CH 2 - > (CH 3) 2 CH- >> CH 2 X	Ja, +M
(CH3)3C-	Ja, M = 0
Atom dołączony doP-układ ma samotną parę elektronów: X- (halogen ), -O - , -OH, -OR, -NH2, -NHR, -NR2, -SH, -SR,	–Ja, +M
załączonym doP-układ, atom z kolei jest połączony z atomem bardziej elektroujemnym: N=O, -NO 2 , -SO3H, -COOH, -CO-H, -CO-R, -CO-OR, -CN, - CHX2, -CX3, -C=N=S	-JESTEM
Więcej węgla elektroujemnego: CH=C N-, -S = CH (etynyl), -C 6H 4 - (fenylen) (ale z łatwością przenosi efekt M w dowolnym kierunku)	–I, M = 0
Atom, który nie ma orbitali p, ale ma całkowity ładunek dodatni N + H3, -N + R3, (-S + R2, -O + H2),	Większość związków organicznych zawiera tylko kilka podstawowych pierwiastków: węgiel, wodór, azot, tlen, siarkę i znacznie rzadziej inne pierwiastki. Zatem o całej różnorodności związków organicznych decyduje z jednej strony ich skład jakościowy i ilościowy, z drugiej zaś kolejność i charakter wiązań między atomami. 1.1 Elektroujemność pierwiastków Elektroujemność atomu to jego zdolność do przyciągania pierwiastków. Wartości elektroujemności nie są znaczącymi stałymi, a jedynie pokazują względną zdolność atomów do mniejszego lub większego przyciągania elektronów podczas tworzenia z innymi atomami. Atomy znajdujące się w szeregu elektroujemności przed węglem i mające wartość elektroujemności mniejszą niż 2,5 zwiększają gęstość elektronów na atomie węgla, tworząc z nim wiązanie. Przeciwnie, atomy, których wartość elektroujemności przekracza 2,5, podczas tworzenia wiązania zmniejszają gęstość elektronów na atomie węgla. 1.2 Wiązanie jonowe Konfigurację elektronową dowolnego atomu można utworzyć na dwa różne sposoby. Jednym z nich jest transfer elektronów: atomy jednego pierwiastka oddają elektrony, które trafiają do atomów innego pierwiastka. W tym wypadku tzw wiązanie jonowe (elektrowalencyjne, heteropolarne).: Atom oddający elektrony staje się jonem dodatnim ( kation); atom, który przyjął elektron, staje się jonem ujemnym ( anion). Charakterystycznymi cechami związków jonowych są natychmiastowa reakcja, dysocjacja i solwatacja jonów w roztworach wodnych, wysokie temperatury topnienia i wrzenia, rozpuszczalność w rozpuszczalnikach polarnych, przewodność elektryczna roztworów i stopów. Wiązanie heteropolarne występuje pomiędzy atomami, które znacznie różnią się elektroujemnością. 1.3 Wiązanie kowalencyjne Gdy atomy o równej lub podobnej elektroujemności oddziałują, nie następuje przeniesienie elektronów. Tworzenie konfiguracji elektronicznej dla takich atomów następuje w wyniku uogólnienia dwóch, czterech lub sześciu elektronów przez oddziałujące atomy. Każda z uogólnionych par elektronów tworzy jedną wiązanie kowalencyjne (homeopolarne).: Do najważniejszych parametrów fizycznych wiązania kowalencyjnego zalicza się te, które charakteryzują jego symetrię, wielkość, właściwości elektryczne i termochemiczne. Długość łącza- jest to odległość równowagowa między środkami jąder i zależy od tego, z jakimi innymi atomami są one powiązane. Zatem długość wiązania CC, w zależności od środowiska, waha się w granicach 0,154 – 0,14 nm. Kąty wiązania– kąty między liniami łączącymi związane atomy. Znajomość długości wiązań i kątów wiązań jest niezbędna do zbudowania prawidłowego modelu przestrzennego, wyobrażenia o rozkładzie gęstości elektronów i wykorzystywana jest w obliczeniach chemii kwantowej. Energia rozerwania wiązania chemicznego to energia zużyta na rozerwanie tego wiązania lub uwolniona podczas jego tworzenia na mol cząstek. W przypadku cząsteczek zawierających dwa lub więcej identycznych wiązań wyróżnia się energię rozerwania jednego z tych wiązań lub średnią energię rozerwania tych wiązań. Im wyższa energia wiązania chemicznego, tym silniejsze wiązanie. Wiązanie uważa się za mocne lub mocne, jeśli jego energia przekracza 500 kJ/mol, słabe – jeśli jego energia jest mniejsza niż 100 kJ/mol. Jeżeli oddziaływanie atomów uwalnia energię mniejszą niż 15 kJ/mol, wówczas uważa się, że wiązanie chemiczne nie powstaje, ale obserwuje się oddziaływanie międzycząsteczkowe. Siła wiązania na ogół maleje wraz ze wzrostem długości wiązania. Polaryzacja wiązań chemicznych– charakterystyka wiązania chemicznego, wykazująca zmianę rozkładu gęstości elektronów w przestrzeni wokół jąder w porównaniu z rozkładem gęstości elektronów w obojętnych atomach tworzących to wiązanie. Znajomość polarności wiązania jest konieczna do oceny rozkładu gęstości elektronów w cząsteczce, a co za tym idzie, charakteru jej reaktywności. Polaryzacja wiązania wyraża się przemieszczeniem elektronów wiązań pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego, w tym innej reagującej cząstki. Polaryzowalność jest określona przez ruchliwość elektronów. Elektrony są tym bardziej ruchliwe, im dalej znajdują się od jąder. 1.4 Zrywanie więzi Zerwanie wiązania kowalencyjnego między dwoma atomami może nastąpić na różne sposoby: Gdy A każdy atom jest oddzielony jednym elektronem, w wyniku czego powstają cząstki zwane rodnikami, które są wysoce reaktywne ze względu na obecność niesparowanego elektronu; taka przerwa nazywa się rozszczepienie homolityczne komunikacja. W przypadkach B I V jeden atom może utrzymać oba elektrony, pozostawiając drugi atom bez elektronów, w wyniku czego powstają odpowiednio jony ujemne i dodatnie. Jeśli atomy R i X nie są identyczne, rozszczepienie może nastąpić wzdłuż jednej z tych ścieżek, w zależności od tego, który atom – R lub X – zawiera parę elektronów. Tego rodzaju luki nazywane są rozszczepienie heterolityczne i prowadzą do powstania pary jonowej. Podziel się ze znajomymi lub zapisz dla siebie: Ładowanie... Polecamy artykuły na ten temat Ekspresyjny sposób prezentacji ustnej. Monotonna wymowa usypiająca piękno i częściowo znaczenie Test historyczny „Zamachy pałacowe” (klasa 7) na temat Era zamachów pałacowych to okres Podstawowe rodzaje wiązań chemicznych