Elektronisk struktur av karbonatomer. Typer hybridisering.

Grunnleggende om strukturen til organiske forbindelser

Klassifisering av organiske forbindelser. Funksjonell gruppe og struktur av karbonskjelettet som klassifiseringstrekk for organiske forbindelser, Hovedklasser av organiske forbindelser.

Den moderne klassifiseringen av organiske forbindelser er basert på to viktigste funksjoner:

Strukturen til karbonskjelettet til molekylet;

Tilstedeværelsen av funksjonelle grupper i molekylet.

I henhold til strukturen til karbonskjelettet er organiske forbindelser delt inn i grupper. Asykliske (alifatiske) forbindelser hvor kjeden av karbonatomer kan være rett eller forgrenet. Karbosykliske forbindelser hvor kjeden, som kun består av karbonatomer, er lukket i en syklus (ring). Heterosykliske forbindelser som har i sammensetningen av det sykliske skjelettet, i tillegg til karbonatomer, ett eller flere heteroatomer - som regel nitrogen-, oksygen- eller svovelatomer:

Moderforbindelsene i organisk kjemi regnes som hydrokarboner, som kun består av karbon- og hydrogenatomer. For det meste inneholder organiske molekyler funksjonelle grupper, dvs. atomer eller grupper av atomer som bestemmer de kjemiske egenskapene til forbindelsen og dens tilhørighet til en viss klasse. Den funksjonelle gruppen inkluderer nødvendigvis et heteroatom, selv om noen ganger karbon-karbon multiple bindinger (C=C og C≡C) også er inkludert i de funksjonelle gruppene. Mange slike grupper inneholder ikke et karbonatom i det hele tatt. Avhengig av tilstedeværelsen av visse funksjonelle grupper i molekylet, er organiske forbindelser delt inn i klasser.

Forbindelser som har én funksjonell gruppe i molekylet kalles monofunksjonelle; flere identiske funksjonelle grupper - polyfunksjonelle (glyserol). Heterofunksjonelle forbindelser inneholder forskjellige funksjonelle grupper i molekylene sine. De kan tilordnes flere klasser samtidig.

Overgangen fra en klasse til en annen utføres oftest med deltakelse av funksjonelle grupper uten å endre karbonskjelettet. I tillegg danner klassifiseringstrekk grunnlaget for nomenklaturen av organiske forbindelser.

Nomenklatur for organiske forbindelser. Triviell nomenklatur. De grunnleggende prinsippene for IUPAC-nomenklaturen (IUPAC-International Union of Pure and Applied Chemistry): substitusjon og radikal-funksjonell nomenklatur.

Nomenklaturen må være systematisk og internasjonal slik at sammensetningens struktur kan vises i navnet og strukturen entydig kan representeres av navnet. I tillegg må nomenklaturen være egnet for databehandling.

Historisk sett var de første trivielle navnene på stoffer som indikerte enten kilden til frigjøring (koffein, urea) eller egenskapene til stoffer (glyserol, glukose). Handelsnavn er utbredt, og for medisinske stoffer blir ofte den farmakologiske effekten eller individuelle elementer i strukturen lagt til grunn for et slikt navn. Disse navnene er praktiske i sin korthet, men de gir ikke en idé om strukturen til materie og kan ikke kombineres til et system. I tillegg faller noen av bagatellnavnene ut av bruk over tid, selv om mange av dem har blitt godt etablert i hverdagen og til og med dannet grunnlaget for systematiske navn.

Bruken av systematisk nomenklatur for medisinske stoffer spiller en viktig rolle i farmasi, siden mange legemidler markedsføres under en rekke varenavn. Når man oversetter dem til systematiske, kan man ofte være overbevist om at det samme stoffet (paracetamol, panadol, Tylenol - n-hydroksyacetanilid) kan være det aktive prinsippet i disse legemidlene. I løpet av utviklingen av organisk kjemi oppsto forskjellige nomenklatursystemer (Genevskaya, 1892; Liège, 1930), som etter gjentatte forbedringer ble grunnlaget for moderne systematisk nomenklatur. IUPAC(IUPAC - International Union of Pure and Applied Chemistry).

Nomenklatur for organiske forbindelser er et system av termer som angir strukturen til stoffer og det romlige arrangementet av atomer i deres molekyler.

Systematisk navn - fullstendig sammensatt av spesielt opprettede eller utvalgte stavelser, (pentan, tiazol). Trivielt navn - der ingen av stavelsene brukes i systematisk forstand (urea, furan). Forfedrenavnet er den delen av navnet som, i henhold til visse regler, hele navnet er bygget opp fra. For eksempel "etan" - "etanol". Det kan være både systematisk og trivielt.

En substituent er et hvilket som helst atom eller gruppe av atomer som erstatter et hydrogenatom i moderforbindelsen.

Karakteristisk gruppe - i IUPAC er praktisk talt ekvivalent med konseptet "funksjonell gruppe", for eksempel: aminogruppe, halogener, hydroksylgruppe, karboksylgruppe, karbonylgruppe, oksogruppe, nitrogruppe, cyanogruppe. Seniorgruppen (hoved)gruppen er en karakteristisk gruppe, hvis navn reflekteres av et suffiks. Det har ingen andre fordeler.

Multipliserende prefikser - prefikser di-, tri-, tetra-, etc., brukes til å indikere antall identiske substituenter eller multiple bindinger. Lokant - et tall eller en bokstav som indikerer plasseringen av en substituent eller multippelbinding i foreldrenavnet.

Av de åtte typene nomenklatur i IUPAC, er den mest universelle og vanlige erstatningsnomenklaturen. Radikalt funksjonell nomenklatur brukes sjeldnere.

Substitutiv nomenklatur. Navnet er konstruert som et sammensatt ord bestående av en rot (opprinnelig navn), prefikser og et suffiks som karakteriserer antall og art av substituenter, graden av umettethet; lokaliteter er angitt. Karakteristiske grupper er delt inn i to typer. Noen av dem er kun angitt som prefikser, andre kan være suffikser eller prefikser, avhengig av ansiennitet. For de eldste ta gruppen som er over de andre i tabellen. Alle andre er angitt med prefikser.

Radikal-funksjonell nomenklatur. For navn brukes i utgangspunktet de samme prinsippene, men suffikser brukes aldri for å gjenspeile den eldre gruppen. I stedet gjenspeiler de navnet på funksjonsklassen med ett ord, og resten av navnet med den tilsvarende radikalen. For divalente karakteristiske grupper er begge radikaler assosiert med denne gruppen indikert. Hvis forbindelsen inkluderer mer enn én type karakteristiske grupper, tas navnet på funksjonsklassen som den som er plassert over de andre i tabellen. De resterende gruppene har prefiks.

Prinsipper for å konstruere systematiske navn. Inkluderer følgende:

1. Bestem hvilken type nomenklatur som er passende for denne spesielle forbindelsen.

2. Bestem seniorkarakteristisk gruppe. Det er hun som bestemmer i fremtiden valget av foreldrestrukturen og dens nummerering.

3. Foreldrestrukturen bestemmes - hovedkarbonkjeden eller det sykliske hovedsystemet, som skal inkludere maksimalt antall seniorgrupper. Hovedkarbonkjeden for asykliske forbindelser velges i henhold til kriterier, med hvert påfølgende kriterium som bare trer i kraft når det forrige ikke fører til et valg:

a) maksimalt antall seniorgrupper;

b) maksimalt antall multiple (dobbelt- og trippelbindinger);

c) maksimal kjedelengde;

d) maksimalt antall substituenter.

4. Nevn forfedrestrukturen og seniorkarakteristikkgruppen.

5. Bestem og navngi substituenter.

6. Utfør nummereringen slik at den eldste gruppen får det minste tallet. Hvis valget er tvetydig, brukes regelen om de minste lokantene - de er nummerert slik at substituentene får de minste tallene. Den minste sekvensen er den der det første sifferet forekommer mindre enn i en annen sekvens (1,2,7-< 1,3,4 -).

7. Kombiner individuelle deler av navnet til en felles, og hold deg til den alfabetiske rekkefølgen av prefikser (multipliserende prefikser er ikke inkludert). Lokanter plasseres før prefikser og etter suffikser.

8. Radikal-funksjonell nomenklatur kun der den tradisjonelt har vært brukt frem til i dag.

Ikke-systematiske navn er tillatt for følgende usubstituerte hydrokarboner med isostruktur: isobutan (CH 3) 2 CHCH 3, isopentan (CH 3) 2 CHCH 2 CH 3, neopentan (CH 3) 4 C, isoheksan (CH 3) 2 CHCH 2 CH 2 CH 3. For umettede forbindelser: etylen CH 2 \u003d CH 2, acetylen CH ≡ CH, allen CH 2 \u003d C \u003d CH 2, isopren CH 2 \u003d C (CH 3) CH \u003d CH 2.

I serien av aromatiske hydrokarboner - arener er følgende ikke-systematiske navn bevart:

Av de overordnede strukturene til kondenserte arener er fire de vanligste. I en rekke tilfeller beholdes den historisk etablerte nummereringen (for eksempel antracen og fenantren).

Halogenderivater som er enkle i strukturen blir ofte navngitt i henhold til den radikalfunksjonelle nomenklaturen, for eksempel isopropylbromid (CH 3) 2 CHBr, benzylklorid C 6 H 5 CH 2 C1.

Trivielle navn beholdes for en rekke flerverdige alkoholer og fenoler:

Mindre vanlige er radikalfunksjonelle navn på salter av alkoholer, dannet ved å erstatte deler av navnet -ylalkohol med suffikset -ylat, for eksempel natriumetoksid C 2 H 5 ONa, aluminiumtriisopropoksid [(CH 3) 2 CHO] 3 A1.

For etere, oftere enn for andre klasser av forbindelser, brukes den radikalfunksjonelle nomenklaturen. I dette tilfellet er navnene dannet av navnene på radikalene R og R "i alfabetisk rekkefølge foran ordet eter, for eksempel metyletyleter CH 3 -O-CH 2 CH 3, diisopropyleter (CH 3) 2 CH -O-CH (CH 3) 2, vinylfenyleter C 6 H 5 -O-CH \u003d CH 2.

Noen aminer beholder trivielle navn:

Hvis karboksylsyren som tilsvarer aldehydet har et trivielt navn (1.3.10), kan trivialnavnet til aldehydet også dannes fra det:

Følgende trivielle navn beholdes:

Trivialnavnet "aceton" for CH 3 COCH 3 beholdes. For mange alifatiske og karbocykliske karboksylsyrer beholdes trivielle navn, vanligvis foretrukket fremfor systematiske.

Elektronisk struktur av karbonatomer. Typer hybridisering.

En grundig vurdering av konseptet med en kjemisk binding er basert på kvantemekanikkens prinsipper. Et grunnleggende prinsipp for kvantemekanikk er at elektroner oppfører seg som bølger, og bevegelsen til et elektron kan beskrives ved hjelp av en bølgefunksjon. Den matematiske modellen av elektroner i et atom er kjent som Schrödinger-ligningen. Løsningen av Schrödinger-differensialligningen gjør det mulig å få en karakteristikk av energinivåene og de tilsvarende bølgefunksjonene som beskriver elektronenes bevegelse i et atom. Kvadraten på modulen til bølgefunksjonen er alltid positiv. Det tilsvarer tettheten til elektronskyen i et gitt volum. Grafiske tredimensjonale bilder av elektrontetthet kalles orbitaler.

atomorbital(AO) er området i rommet der sannsynligheten for å finne et elektron er størst.

Tilstanden til et elektron i et atom estimeres ved hjelp av kvantetall, som karakteriserer orbitalens energinivå, form og romlige orientering. For å forklare strukturen til elektronskallene til atomer er tre hovedbestemmelser involvert: Pauli-prinsippet, Hund-regelen og prinsippet om minimumsenergi. Atomer og molekyler er typiske eksempler på kvantemekaniske systemer. Når atomene nærmer seg hverandre, overlapper deres AO-er. Et molekyl er beskrevet ved fordelingen av elektroner mellom sett av molekylære orbitaler (MOs). Det er tre dimensjonsløse kvantetall, som er angitt med symbolene n, l og m. Utseendet til kvantetallet n skyldes at elektronet kan endre avstanden fra kjernen. Kvantetallene l og m er relatert til vinkelmomentet til impulsen til et elektron som kan rotere rundt kjernen i tre dimensjoner. Tallet l karakteriserer størrelsen på vinkelmomentet, og tallet m karakteriserer orienteringen av vinkelmomentet i rommet, siden vinkelmomentet er en vektormengde. Tallet n kalles hovedkvantetallet. De tillatte verdiene for kvantetall som følger av grensebetingelsene er n = 1, 2, 3 ...; 1 = 0, 1, 2 ... (n-1); m = l, (l-1), (l-2), ..., -l.

Alle orbitaler med null vinkelmoment kalles s-orbitaler. Den laveste energien s-orbital (n=1, l=0, m=0) kalles 1s-orbital. Hvis n=2 og l=0, så er det en 2s orbital. Hvis n=0, er den eneste tillatte verdien for l null, men hvis n=2, kan kvantetallet for banevinkelmomentet være enten 0 (2s orbital) eller 1. Hvis l=1, kalles atomorbitaler p-orbitaler. For n=2 og l=1 har vi en 2p orbital. Siden for p-orbitaler l=0, kan kvantetallet m anta verdiene +1, 0 og -1. Ulike verdier av m tilsvarer orbitaler med forskjellige orienteringer av det orbitale vinkelmomentet. p-orbital med m=0 har en nullprojeksjon av vinkelmomentum på z-aksen, og av denne grunn kalles den p z -orbital. De to andre p-orbitalene kan representeres av lignende mønstre med "bladene" orientert langs x- og y-aksene, så de kalles p x - og p y -orbitaler. Hvis n=3, kan l ta på seg verdiene 0, 1 og 2. Dette resulterer i en 3s orbitaler, tre 3p orbitaler og fem 3d orbitaler. Det er fem 3d-orbitaler, siden for l =2 m kan ta på seg verdiene 2, 1, 0, -1 og -2.

For å skille to elektroner i en s orbital fra hverandre, trengs ett kvantenummer til, som kalles spinn. Spinn er relatert til vinkelmomentet til et elektron som roterer rundt sin egen akse. For et elektron er bare én verdi s=1/2 mulig. Den eneste forskjellen mellom de to elektronene i s orbital er den forskjellige orienteringen av spinn vinkelmomentet. Av de to elektronene i 1s-orbitalen har altså det ene et α-spinn, og det andre har et β-spinn, dvs. spinnene til disse elektronene er antiparallelle eller, med andre ord, paret.

Det er et annet viktig prinsipp for kvanteteori, som forbyr mer enn to elektroner fra å okkupere noen orbital. Dette prinsippet kalles pauli ban: enhver orbital kan være okkupert av maksimalt to elektroner, og hvis den er okkupert av to elektroner, må retningen på spinnene deres være motsatt. Pauli-forbudet gjelder både atom- og molekylorbitaler. Pauli-prinsippet forbyr det tredje elektronet å være i en s-orbital som allerede er fylt med to elektroner, og derfor opptar det tredje elektronet den nest laveste energiorbitalen.

For å konstruere den elektroniske konfigurasjonen til ethvert atom med nummer Z, må man forestille seg atomorbitaler med energisekvensen 1s<2s<2p<3s<3p<3d<... и затем разместить Z электронов, начиная с орбитали низшей энергии, в соответствии с принципом Паули. Необходимо лишь помнить, что имеется только одна 1s-орбиталь, одна 2s-орбиталь и т.д., но орбиталей типа 2р, 3р и т.д. по три, орбиталей типа 3d, 4d и т.д. - по пять, а орбиталей типа 4f, 5f и т.д. - по семь.

Etter konseptet hybridisering, de fire valensorbitalene til karbonatomet 2s, 2p x, 2p z ,2p z , kan erstattes av et sett med et visst antall ekvivalente hybridorbitaler. Det bør huskes at hybridisering ikke er et fysisk fenomen, men en rent matematisk teknikk. Avhengig av kombinasjonen av hybride og ikke-hybridiserte orbitaler, kan karbonatomet være i tilstanden sp 3 -, sp 2 - eller sp-hybridisering. Konseptet med sp 3 hybridisering av karbonatomet kan beskrives som følger.

Overgangen til et elektron fra 2s til 2p orbital krever en liten mengde energi, som lett kompenseres av energien som frigjøres når ytterligere to bindinger dannes.

Ved å bruke hybridiseringsbegrepet kan man forklare ekvivalensen til alle de fire kjemiske bindingene i metan. I tillegg er hybridorbitaler i stand til bedre overlapping. Hvis vi tar den relative effektiviteten til overlappende s-AO som enhet, vil effektiviteten til overlappende andre orbitaler øke i sekvensen, i henhold til de beregnede dataene:

Dermed gjør konseptet hybridisering det mulig å bestemme hvor molekylære orbitaler er lokalisert i rommet, dvs. forbinder klassiske og kvantemekaniske ideer om strukturen til forbindelser.

4. Typer kjemiske bindinger i organiske forbindelser. Kovalente s- og p-bindinger. Strukturen til dobbelt (C=C, C=O, C=N) og trippel (CºC, CºN) bindinger, deres hovedegenskaper (lengde, energi, polaritet, polariserbarhet).

Molekyler av organiske forbindelser er en samling atomer forbundet i en bestemt rekkefølge med kjemiske bindinger. Reaktiviteten til forbindelser bestemmes av typen kjemiske bindinger, naturen til atomene som bindes, og deres gjensidige påvirkning i molekylet.

kjemisk forbindelse- et sett av interaksjoner mellom elektroner og kjerner, som fører til kombinasjonen av atomer til et molekyl.

Lokalisert kommunikasjon er en kjemisk binding hvis elektroner er delt mellom kjernene til to atomer. Organiske forbindelser er preget av kovalente s- Og s-forbindelser. kovalent binding- dette er en kjemisk binding dannet på grunn av sosialiseringen av elektronene til de bundne atomene.

En kovalent binding dannes som et resultat av overlapping av to AO-er med dannelsen av en molekylær orbital okkupert av to elektroner. L. Pauling introduserte konsepter som er nyttige for å forstå den kovalente bindingen retningsbestemt valens Og hybridisering av orbitaler. I henhold til begrepet rettet valens utføres bindingen av atomer i den retningen som maksimal overlapping av orbitaler er sikret. Jo bedre overlapping, jo sterkere må bindingen være, og kun med maksimal overlapp oppnås systemets minimumsenergi.

Når kovalente bindinger dannes av overlappende p-orbitaler, er proporsjonene av p-orbitaler merket med "+" og "-" (korrelerer ikke med ladninger). Begge deler R-elektronskyer har en negativ ladning, men bølgefunksjonen har alltid motsatte fortegn på begge sider av orbitalnoden. Orbitale lober av samme tegn overlapper hverandre. Orbitale overlappingstyper kan karakteriseres av sylindrisk symmetri om den indre nukleære aksen, som tilsvarer konseptet s-forbindelser.

s-binding- dette er en enkelt kovalent binding dannet ved å overlappe AO langs en rett linje (akse) som forbinder kjernene til 2 bundne atomer med maksimal overlapping på denne rette linjen.

Bruken av sp 3 hybridorbitaler i bindingen av et 12 C atom med fire 1 H atomer i dannelsen av et CH 4 molekyl fører til dannelsen av sterkere s-S-N tilkoblinger. Metan med fire identiske substituenter ved karbonatomet er et ideelt tetraeder med en H-C-H vinkel på 109°28". 12 C, kan bruke sp 3 hybridorbitaler for å danne sterke s-forbindelser.

I etylen er ikke hvert av karbonatomene koblet til 4, men bare til 3 andre. I dette tilfellet er den elektroniske strukturen til molekylet beskrevet ved bruk av konseptene sp 2 hybridisering. Tre sp 2 -AO dannet av en 2s og to 2p orbitaler ligger i samme plan i en vinkel på 120°. i etylen s-C-C-binding dannes ved å overlappe hybridorbitaler langs deres akser. De to gjenværende sp 2 orbitalene til hvert av karbonatomene overlapper med s-AO til hydrogen, og danner s-forbindelser S-N. Det er eksperimentelt fastslått at vinklene mellom H-C-H og H-C-C-bindingene er henholdsvis 116,7° og 121,6°, det vil si at det er noe avvik fra den ideelle vinkelen på 120°. Den uhybridiserte 2p-AO er plassert i en rett vinkel til planet til σ-bindingsrammeverket. Parallelt med hverandre overlapper 2p-AOer av to karbonatomer over og under planet til σ-skjelettet med dannelse av MO π-bindinger (fig. 2.4, c).

En π-binding er en binding dannet av lateral overlapping av uhybridiserte p-AO-er med maksimal overlapping over og under planet til σ-bindingene. Elektrontettheten til π-bindingen er konsentrert over og under planet til σ-bindingene. Planet som går gjennom kjernene er nodalplanet. Sannsynligheten for å finne π-elektroner i dette planet er null.

Konseptet med sp 2 hybridisering kan også brukes på 16 O, 14 N, Hal. Når en dobbel C=N 14 N dannes, overlapper 1 hybrid orbital med sp 2 -AO 12 C for å danne en σ-binding, den andre for en σ-binding med et annet atom, og den tredje er okkupert av et ensomt par av elektroner. I dette tilfellet forblir både 12 C og 14 N uhybridiserte p-orbitaler, som danner en π-binding gjennom lateral overlapping. Tilsvarende dannes en C=O-binding med den forskjellen at to elektronpar er lokalisert på 2 hybridorbitaler 16 O.

For å beskrive C=O-bindingen i karbonylgruppen, kan man også bruke ideen om hybridisering av 16 O. I dette tilfellet er to ensomme elektronpar 16 O plassert i ikke-ekvivalente orbitaler: en på sp-hybrid AO, den andre på p y -AO, vinkelrett på p orbitaler av C=O π bindingen.

I alkyner kan hver 12 C av C≡C trippelbindingen bare assosieres med 2 andre. I acetylen er begge 12 C i en tilstand av sp-hybridisering. Hybride orbitaler er plassert på samme rette linje i en vinkel på 180°. Under dannelsen av С≡С deltar hybridorbitaler 12 С i konstruksjonen av σ-bindingen. De to uhybridiserte p-orbitalene til hver av de to 12C-ene er parallelle med hverandre og kan overlappe i par. I dette tilfellet dannes to π-bindinger i vinkelrette plan. Konseptet sp-hybridisering brukes også i beskrivelsen av trippelbindingen 12 C med 14 N. Det ensomme elektronparet 14 N er lokalisert på sp-AO.

Atomene 14 N, 16 O, svovel og fosfor bruker ikke alle de ytre valenselektronene i dannelsen av vanlige kovalente bindinger. I hybride eller uhybridiserte orbitaler har de ett eller flere ensomme elektronpar. Når en fylt to-elektron AO av et slikt heteroatom (donor) samhandler med en ledig orbital til et atom som mangler elektroner (akseptor), dannes en ny kovalent binding.

Giver-akseptor, eller koordinasjonsbinding, er en kovalent binding dannet av et par elektroner fra ett atom. For eksempel dannes en donor-akseptorbinding som et resultat av interaksjonen av aminer med protoner av syrer, mens to donorelektroner like mye tilhører to bundne atomer. Som et resultat får donoratomet en positiv ladning. Den resulterende kovalente bindingen, for eksempel i et alkylammoniumion, skiller seg fra andre bare når det gjelder dannelse, og er identisk i egenskaper med andre N-H.

En type donor-akseptorbinding er en semipolar binding. En semipolar binding er en kombinasjon av kovalente og ioniske bindinger. I dette tilfellet danner donoratomet en binding med et nøytralt atom som mangler et elektronpar for å fullføre det ytre valensskallet. For eksempel dannes en slik binding i N-oksider under interaksjonen av aminer med H 2 O 2 . 14 N gir et elektronpar for å danne en binding med atomet 16 O. Som et resultat av kovalent binding blir elektrontettheten omfordelt, og ladninger med motsatte fortegn vises på de bundne atomene. Et karakteristisk trekk ved en semipolar binding er tilstedeværelsen av motsatte ladninger på kovalent bundne atomer.

Donor-akseptortypen av bindinger inkluderer også bindinger i komplekse forbindelser. En elektronpardonor kan være et heteroatom med et ensomt elektronpar (n-donorer) eller π-elektroner av en isolert π-binding eller system av π-bindinger (π-donorer). Akseptorer kan være Me-ioner (som har ledige orbitaler), molekylært jod, brom (på grunn av utvidelsen av det ytre valensskallet), elektronmangelfulle π-systemer (forbindelser der π-bindingen eller π-systemet er utarmet i elektrontetthet på grunn av akseptoreffekten til substituenter). For eksempel dioksan-svoveltrioksid.

Et spesielt tilfelle er metallocener - π-komplekser av aromatiske cyklopentadienidioner med overgangsmetallioner (Fe 2+, Co 2+, Ni 2+). I ferrocen skjer interaksjonen mellom to ringer av cyklopentadienidioner med Fe 2-ionet på grunn av overlappingen av de elektronrike π-MO-bindingsringene med de ledige 3d-AO-ene til Fe 2+-ionet.

Egenskapene til en kovalent binding uttrykkes gjennom dens kvantitative egenskaper - lengde, energi, polaritet, polariserbarhet.

Bindingslengden er avstanden mellom sentrene til de bundne atomene. De viktigste metodene for å bestemme bindingslengder og vinkler mellom dem er røntgendiffraksjonsanalyse (for faste stoffer) og elektrondiffraksjon (for gassformige). Atomer i et molekyl vibrerer om en optimal avstand - likevektsbindingslengden som tilsvarer minimumsenergien til et system med to kjerner. Derfor er avstander gjennomsnitt. Bindingslengdene avhenger av bindingens art, men bindinger av samme type mellom de samme atomene i forskjellige forbindelser har en tilnærmet konstant verdi (egenskapene til individuelle bindinger i tilnærmingen avhenger ikke av resten av molekylet).

Lengden på bindinger som involverer et karbonatom avhenger av hybridiseringstilstanden. Enkelt C-C-bindinger har en tendens til å avta i lengde med en økning i andelen av s-karakteren til hybridorbitalen. Så bindingslengdene Csp 3 -C sp 2, C sp 2 - C sp 2, C sp 3 - C sp er 0,154, 0,150 og 0,146 nm. Den samme trenden kan noteres for CH-bindinger: C sp 3 -H > C sp 2 -H > C sp - H (0,110; 0,107 og 0,106 nm). Når antallet bindinger mellom atomer øker, reduseres alltid lengden. Dobbeltbindingene C=C, C=O, C=N er kortere enn de tilsvarende enkeltbindingene, og trippelbindingene C≡C, C≡N er kortere enn de tilsvarende dobbeltbindingene.

Halve lengden av en kovalent binding mellom identiske atomer i et molekyl kalles kovalent radius. I tilfellet når forskjellige atomer er kovalent bundet og radiusen til ett atom er kjent, er det, etter å ha bestemt bindingslengden, mulig å beregne den kovalente radiusen til et annet atom: den kovalente bindingslengden er lik summen av den kovalente. radiene til de bundne atomene. Unntaket er sterkt polare bindinger: lengden deres er mindre enn summen av kovalente radier.

Et annet kjennetegn ved avstandene mellom atomer er van der Waals radius , som er et mål på hvor nære to atomer kan være hverandre som ikke er kovalent bundet. Det er alltid mer enn kovalent.

Bindingsvinkler er vinklene mellom to bindinger som deler et felles atom. Vinklene for internukleære bindinger X-C-Y i organiske forbindelser skal tilsvare hybridiseringstilstanden til karbonatomet og være lik 109,5, 120 og 180 ° for henholdsvis sp 3 -, sp 2 -, sp-hybridtilstand. Når et karbonatom i sp 3 hybridiseringstilstanden er bundet til 4 identiske atomer eller grupper, tilsvarer bindingsvinklene vinklene til et regulært tetraeder. Men de fleste av dem er mindre enn ideelle. For karbonatomer i tilstanden sp 2 - og sp -hybridiseringer assosiert med ulik substituenter viser også avvik fra vinkler på henholdsvis 120° og 180°. Dette gjelder spesielt for atomer eller grupper av atomer som har ulik elektronegativitet. Romlige hindringer påvirker også endringen i bindingsvinkler.

Bindingsenergien er energien som må brukes for å bryte bindingen mellom to atomer, og følgelig frigjøres den samme energien når bindingen dannes. Bindingsenergien kan bestemmes ved bruk av spektrale og termokjemiske metoder. Energi tjener som et mål på bindingsstyrke: jo større energi, jo sterkere binding.

Energien som kreves for homolytisk splitting av en binding til atomer kalles dissosiasjonsenergien. For diatomiske molekyler er det lik bindingsenergien. Dissosiasjonsenergien kan måles, men i tilfelle av komplekse molekyler er det ofte umulig å bestemme dissosiasjonsenergien som kreves for å bryte en enkeltbinding. Vanligvis beregnes energien som kreves for å omdanne molekyler til atomer fra forbrenningsvarmen, basert på antakelsen om at bidragene til hvert element er additive.

Det er en sammenheng mellom bindingslengden og dens energi: jo lengre bindingen er, jo lavere er energien og omvendt. Dobbeltbindinger er sterkere og kortere enn de tilsvarende enkeltbindingene, men de er ikke dobbelt så sterke. Dette betyr at σ-bindingen er sterkere enn π-bindingen. Bindingsenergien kan variere markant avhengig av en rekke faktorer knyttet til strukturelle trekk. Så CH-bindingsenergien for det primære, sekundære og tertiære karbonatomet er ikke det samme. Bindingen med deltagelse av det tertiære karbonatomet er den minst sterke, med deltagelse av den primære - den sterkeste.

Polariteten til bindingen skyldes den ujevne fordelingen av elektrontettheten. Hvis atomene som danner en kovalent binding er ekvivalente, tilhører paret av bindingselektroner begge. De fleste kovalente bindinger er dannet av ulik eller ulik atomer. I dette tilfellet kan elektrontettheten forskyves. Atomers tendens til å tiltrekke seg elektroner er preget av et empirisk kriterium - elektronegativitet - dette er evnen til et atom i et molekyl til å tiltrekke seg valenselektroner involvert i en kjemisk binding.

Det er gjort forsøk på å kvantifisere elektronegativitet, noe som ville indikere retningen og graden av forskyvning av elektronskyen mellom to atomer. Den mest kjente skalaen er L. Pauling (1939) basert på bindingsenergiene til diatomiske molekyler. I noen tilnærminger ble elektronegativitet beregnet for forskjellige tilstander av atomhybridisering. Det er kjent at en økning i andelen av s-orbital i en hybrid AO fører til en økning i elektronegativitet. I tillegg ble elektronegativitet beregnet ikke bare for atomer, men også for grupper av atomer.

En binding dannet av atomer med ulik elektronegativitet vil polar . Atomene som er bundet til den bærer partielle ladninger, betegnet δ (delta). Med en forskjell i elektronegativiteten til bindingsatomene fra 0,5 til 2,0, snakker man om en sterkt polar binding; hvis denne forskjellen er større enn 2,0, så er graden av bindingsionisitet høy. Forskyvningen av elektrontettheten til den polare σ-bindingen er indikert med en rett pil som faller sammen med valenslinjen, forskyvningen av den polare multippelbindingen med en buet pil.

Den ujevne fordelingen av elektrontettheten til en kovalent binding skaper en ladningsseparasjon karakterisert ved et dipolmoment μ. Det totale dipolmomentet til molekylet bestemmes eksperimentelt. Dipolmomentet til en individuell binding kan bare måles direkte for diatomiske molekyler. Et molekyl med mer kompleks sammensetning betraktes som et system av flere dipoler. Det totale dipolmomentet til et molekyl er vektorsummen av bindingsmomenter. I symmetrisk konstruerte molekyler (CC1 4 eller CO 2) μ = 0, selv om bindingene er preget av et betydelig dipolmoment. Imidlertid avbryter de hverandre. Polariteten til bindinger bestemmer i stor grad reaktiviteten og reaksjonsmekanismen til organiske forbindelser.

Polariserbarheten til bindingen uttrykkes i forskyvningen av elektronskyen i forhold til kjernene under påvirkning av et eksternt elektromagnetisk felt. Den resulterende induserte dipolen legges til den permanente dipolen (hvis noen). Polariserbarhet bestemmes av den enkle forskyvningen av bindingselektroner. Disse bindingene er lettere polariserte, den maksimale elektrontettheten er plassert lenger fra de bundne kjernene. Når det gjelder polariserbarhet, overstiger π-bindingen betydelig σ-bindingen. Polariserbarhet bestemmer i stor grad reaktiviteten til molekyler, siden forskyvning av elektroner av visse bindinger kan skje ikke bare under påvirkning av et elektrisk felt, men også under påvirkning av en nærmer seg reagerende partikkel, så vel som under påvirkning av løsemidler.

Et hydrogenatom bundet til et sterkt elektronegativt atom (fluor, oksygen, nitrogen, klor) er i stand til å samhandle med det ensomme elektronparet til et annet sterkt elektronegativt atom av samme eller et annet molekyl for å danne en ekstra svak binding kalt en hydrogenbinding.

Elektronskyen til 1H-bindingen med et elektronegativt atom er sterkt forskjøvet mot dette atomet, og etterlater 1H-kjernen svakt skjermet. Den store positive ladningen til kjernen til et atom 1 H tiltrekkes av den negative ladningen til et annet elektronegativt atom. Energien til en slik interaksjon er i samsvar med energien til den tidligere bindingen, og 1 H-bindinger med to på en gang, og bindingen med det andre atomet kan være enda sterkere. Som et resultat kan et proton bevege seg fra ett elektronegativt atom til et annet. Energibarrieren for en slik overgang er liten. Naturen til hydrogenbindingen er elektrostatisk og donor-akseptor. Hydrogenbindingen er svak, ligger i området 10-40 kJ/mol, som er mye mindre enn energien til en kovalent eller ionisk binding.

Hydrogenbindingen spiller en betydelig rolle i manifestasjonen av mange fysiske og kjemiske egenskaper til molekyler. Intermolekylære hydrogenbindinger forårsaker assosiasjon av mange forbindelser, for eksempel alkoholer, karboksylsyrer, noe som fører til unormalt høye kokepunkter. Løsningen av stoffer gjennom dannelsen av hydrogenbindinger med løsningsmidlet øker deres løselighet kraftig. Hydrogenbindinger bidrar også til stabilisering av ioniserte partikler i løsning. Intramolekylære hydrogenbindinger dannes når lukking av en seks-leddet og sjeldnere fem-leddet syklus er mulig. Hydrogenbindinger spiller en viktig rolle i dannelsen av den romlige strukturen til proteiner, nukleinsyrer, polysakkarider, samt i løpet av en rekke biokjemiske prosesser (DNA-replikasjon, mRNA-syntese) og gir i mange tilfeller

For valenselektronlaget til C-atomet, som er i hovedundergruppen av den fjerde gruppen i den andre perioden av det periodiske systemet til D. I. Mendeleev, er hovedkvantetallet n = 2, side- (orbital) kvantetallet er l = 0 (s-orbital) og 1 (p-orbital); magnetisk kvantenummer m = 0 (ved l = 0) og –1, 0, 1 (ved l = 1).

For å bringe den elektroniske formelen til C-atomet og dets valens i samsvar, tillates eksitasjonen av det ytre elektroniske laget av karbonatomet. Deretter i atomet C 1s-orbital og 3p-orbitaler. Når atomorbitalene (AO) til C- og H-atomene overlapper, vil tre C–H-bindinger være like, og den 4. bør være forskjellig i styrke (bindingen langs s-orbitalen skal være mindre sterk på grunn av mindre overlapping av orbitalene). I virkeligheten er det ikke slik. Avviket er utelukket ved antagelsen om hybridisering av AO-er som varierer i form og energi med utseendet til hybrid-AO-er. Som et resultat er valenselektroner ikke i rene s- og p-orbitaler, men i identiske hybrider. Alkaner er preget av sp 3 - hybridisering (alle 4 AO-er på det eksterne elektroniske nivået er involvert). I umettede forbindelser er en eller to uhybridiserte p-orbitaler involvert i dannelsen av p-bindinger, mens hybridiseringstypen av karbonatomet er sp 2 for alkener og sp for alkyner.

Hybride orbitaler av alkaner er arrangert symmetrisk i rommet og rettet mot toppene til tetraederet. C–H-bindingen dannes ved overlapping av s-orbitalen til H-atomet og den hybridiserte orbitalen til C-atomet, C–C-bindingen dannes ved overlapping av 2 hybridiserte orbitaler (retningen til bindingen er langs aksen mellom atomene). Dette er en s-binding.

s-bindingsegenskaper:

Relativ kjemisk treghet på grunn av høy styrke;

Den maksimale elektrontettheten er plassert symmetrisk om aksen som forbinder atomene, så fri rotasjon langs denne aksen er mulig uten å endre overlappingen av orbitaler (konformatorer);

Bindingslengde 0,154 nm; vinkelen mellom retningene til orbitalene er 109,5°;

Elektronegativiteten til C-atomet i sp 3-hybridtilstanden = 2,51;

Et karbonatom koblet med en dobbeltbinding til et annet karbonatom er i en tilstand av sp 2 hybridisering. (3 AOer på eksternt elektronisk nivå deltar). Hybride orbitaler er arrangert symmetrisk i rommet i ett plan som inneholder C-kjerner. Den gjenværende uhybridiserte p-AO er orientert vinkelrett på dette planet. C–H-bindingen dannes ved overlapping av s-orbitalen til H-atomet og den hybridiserte orbitalen til C-atomet. C–C-bindingen dannes ved overlapping av 2 hybridiserte orbitaler (retningen er langs aksen mellom atomene, i molekylets plan). Dette er en s-binding. To uhybridiserte p-AO overlapper over og under molekylets plan - en p-binding dannes.

Forskjellen mellom en dobbeltbinding og en enkeltbinding:

Avstanden mellom karbonatomer med en dobbeltbinding er mindre enn med en enkeltbinding (0,134 nm); vinkel mellom hybrid AOs 120°;

Elektronegativiteten til det hybridiserte atomet C = 2,69;

Vanskelig rotasjon rundt linjen som forbinder C-atomene;

Dobbeltbindingen er sterkere pga elektrontettheten på bindingsMO-ene mellom karbonatomer øker (den termiske stabiliteten til etylen er høyere enn for etan);

Høy reaktivitet av p-bindingen, som forklares av den større mobiliteten til elektroner utenfor molekylets plan;

Økt elektrontetthet sammenlignet med en enkeltbinding, og på periferien av molekylet. Dette fører til det faktum at positivt ladede ioner eller polare molekyler tiltrekkes av dobbeltbindingen av deres positive pol.

C–H-bindingene i acetylen er blant s-bindingene som dannes ved å overlappe s-orbitalen til hydrogen med den hybridiserte sp-orbitalen til karbon; det er en karbon-karbon s-binding i molekylet (dannet ved overlapping av to hybridiserte sp- orbitaler av karbon) og to karbon-karbon p-bindinger (resultatet av overlapping av to innbyrdes perpendikulære par uhybridiserte R- orbitaler (RU Og pz) karbonatomer).

Trippelbindingsegenskaper:

Karbonatomer koblet sammen med en trippelbinding har en elektronegativitet = 2,75;

CºC bindingslengde = 0,120 nm;

Bindingsvinklene i acetylen, basert på denne modellen, er 180° og molekylet har en lineær konfigurasjon, noe som gjør det umulig cis- trans-isomerisme ved trippelbindingen;

Kommunikasjon er sterkt polarisert, fordi i sp-hybridformen holder karbonatomet elektronene sterkere enn i sp 2- og sp 3-hybridformene; derfor; elektronparet til CH-bindingen i acetylenmolekylet er nærmere C-kjernen enn i tilfellet med etylen, H-atomet er mer mobilt og har svake sure egenskaper (i motsetning til alkaner og alkener).

Karbonatomet er grunnlaget for organiske stoffer, derfor er dets elektroniske struktur av spesiell interesse i studiet av organisk kjemi.

Karbon er det første elementet i gruppe IV i D.I.Mendeleevs periodiske system for grunnstoffer. To av elektronene (i Is 2-tilstanden) er på det indre D-nivået, og på det ytre, D-nivået, er det fire elektroner (i 2s 2 2p 2-tilstanden).

Tapet av fire elektroner fra D-nivået (med dannelsen av C 4+ kation) er energetisk ugunstig, siden i dette tilfellet må hvert av elektronene overvinne tiltrekningen til den positivt ladede kjernen. Ervervelsen av fire elektroner for å danne en oktett på det ytre D-nivået er også usannsynlig (dannelsen av C 4 "). For å gjøre dette er det nødvendig å overvinne frastøtingen mellom elektroner, som også er forbundet med en veldig stor energi Så, på det ytre energinivået, beholder karbonatomet fire elektroner Hvordan er de fordelt mellom undernivåer og orbitaler?

Den elektroniske konfigurasjonen av et isolert karbonatom i bakken (uopphisset) tilstand ser slik ut:

I dette skjemaet faller ikke antallet uparede elektroner på p-subnivået sammen med dets vanlige tetravalens (det er kjent at valensen til et atom er assosiert med antallet uparrede elektroner på dets eksterne energinivå). I følge diagrammet ovenfor over fordelingen av elektroner i orbitaler kan det se ut til at karbon har en valens på to. Denne motsetningen kan elimineres hvis vi tar i betraktning at karbonatomet (som alle andre) under en kjemisk reaksjon spent- endrer sin elektroniske tilstand (konvensjonelt betegnet som C*). I dette tilfellet blir 2s-elektronene svekket og en av dem går til en fri 2p-orbital:

Som et resultat av denne overgangen av elektroner vises fire uparrede elektroner på det ytre energinivået til karbonatomet - en 2s og tre 2p. Dette krever selvfølgelig en viss energi, men det blir da mer enn kompensert for ved dannelsen av fire kovalente bindinger.

Dermed, karbonatomet til organiske forbindelser er i en eksitert tilstand og valensen er fire.

Fire uparrede elektroner, som er på //-nivået til karbonatomet, er forskjellige i deres tilstand (en 2s og tre 2 R). Dette antydet at de fire bindingene som et karbonatom danner med et hvilket som helst annet atom (for eksempel hydrogen) også kan være ulik. For eksempel, i et metanmolekyl vil en av bindingene kun dannes av s-elektroner (s-s-binding), og de tre andre av s- og p-elektroner (s-p-bindinger). I virkeligheten, i symmetrisk bygde organiske forbindelser (for eksempel i CH4 og CCI4), alle fire bindinger (С~С

eller C-C1) er de samme. For å forklare dette faktum, konseptet med hybridisering(blande) orbitaler. I følge denne hypotesen er elektroner i molekyler ikke fordelt på "rene" s- og p-orbitaler, men på gjennomsnittlige, som har det samme

Fig.4. Diagram av en hybrid ip orbital energi. Slik elektronisk

orbitaler kalles hybrid. Formen deres skiller seg fra formene til de innledende 2s- og 2p-orbitalene og er en uregelmessig "åttefigur", hvor ett av "kronbladene" er betydelig forlenget og har stor elektrontetthet (fig. 4). Slike hybridorbitaler kan i større grad enn vanlige overlappe med andre atomers orbitaler.

Tre typer hybridisering er mulig for et karbonatom (tre valenstilstander).

5p 3 -Hybridisering - blanding av en 2s- og tre 2p-orbitaler. Alle de fire hybridorbitalene er strengt orientert i rommet i en vinkel på 109 ° 28 "til hverandre, og skaper en geometrisk figur med fortykkede "blader" - tetraeder(Fig. 5). Av denne grunn kalles det ^-hybridiserte karbonatomet ofte "tetraedrisk". Tilstanden til et karbonatom med sp3-hybride orbitaler (den første valenstilstanden) er karakteristisk for mettede hydrokarboner - alkaner.

Ris. 5. Skjema for dannelsen av fire sp 3 hybridorbitaler:EN b - orbitaler av karbonatomet i $p 3 hybridiseringstilstanden

lr 2 -Hybridisering - blanding av en 2 s- og to 2p-orbitaler. Tre hybridorbitaler er plassert i samme plan i en vinkel på 120° i forhold til hverandre (formen av en trebladet propell) (fig. 6). Den gjenværende 2p-orbitalen er ikke hybridisert og er vinkelrett på planet som inneholder de tre er3-hybridorbitalene. Tilstanden til karbonatomet med sp3-hybride orbitaler (den andre valenstilstanden) er typisk for umettede hydrokarboner av etylen-alken-serien.

Ris. 6. Skjema for dannelsen av tre sp3-ribridorbitaler:A - uhybridiserte orbitaler av karbonatomet;b - orbitaler med 1 karbonatom i statensp2-rv fipidisering

sp-G ibridisering - blanding av en 2s og en 2p orbital. To hybridorbitaler er plassert på samme rette linje i en vinkel på 180° i forhold til hverandre (fig. 7). De resterende to uhybridiserte 2p-orbitalene er lokalisert i gjensidig vinkelrette plan. Tilstanden til karbonatomet med sp-hybride orbitaler (den tredje valenstilstanden) er karakteristisk for umettede hydrokarboner av den acetyleniske serien - alkyner.

Fig.7. Skjema for dannelsen av to sp-hybride orbitaler:EN - uhybridiserte orbitaler av karbonatomet;b - orbitaler til et karbonatom i sp-hybridiseringstilstanden

Forholdet mellom typen hybridisering av orbitaler og naturen til karbonatomer er vist i tabell. 3.

Tabell 3. Hybride orbitaler og karakter av karbonatomer

Imidlertid er hybridisering bare hypotese ikke bekreftet eksperimentelt. Men det er så fruktbart at det lar en bedømme den kjemiske bindingen i organiske forbindelser og deres romlige struktur.

KAPITTEL 2. KJEMISK BINDING OG GJENSIDIG PÅVIRKNING AV ATOMER I ORGANISKE FORBINDELSER

KAPITTEL 2. KJEMISK BINDING OG GJENSIDIG PÅVIRKNING AV ATOMER I ORGANISKE FORBINDELSER

De kjemiske egenskapene til organiske forbindelser bestemmes av typen kjemiske bindinger, arten av de bundne atomene og deres gjensidige påvirkning i molekylet. Disse faktorene er igjen bestemt av den elektroniske strukturen til atomer og samspillet mellom deres atomorbitaler.

2.1. Den elektroniske strukturen til karbonatomet

Den delen av atomrommet hvor sannsynligheten for å finne et elektron er størst kalles atomorbital (AO).

I kjemi er konseptet med hybridorbitaler av karbonatomet og andre elementer mye brukt. Konseptet hybridisering som en måte å beskrive omorganiseringen av orbitaler på er nødvendig når antallet uparrede elektroner i grunntilstanden til et atom er mindre enn antall dannede bindinger. Et eksempel er karbonatomet, som i alle forbindelser manifesterer seg som et tetravalent grunnstoff, men i henhold til reglene for fylling av orbitaler på dets ytre elektroniske nivå, er kun to uparrede elektroner i grunntilstanden 1s 2 2s 2 2p 2 (fig. 2.1, EN og vedlegg 2-1). I disse tilfellene postuleres det at forskjellige atomorbitaler, nært i energi, kan blande seg med hverandre og danne hybridorbitaler med samme form og energi.

Hybride orbitaler, på grunn av den større overlappingen, danner sterkere bindinger sammenlignet med ikke-hybridiserte orbitaler.

Avhengig av antall hybridiserte orbitaler, kan et karbonatom være i en av tre tilstander

Ris. 2.1.Fordelingen av elektroner i orbitaler ved karbonatomet i bakken (a), eksiterte (b) og hybridiserte tilstander (c - sp 3, g-sp2, d- sp)

hybridisering (se fig. 2.1, c-e). Hybridiseringstypen bestemmer orienteringen til hybride AO-er i rommet og følgelig geometrien til molekyler, dvs. deres romlige struktur.

Den romlige strukturen til molekyler er det gjensidige arrangementet av atomer og atomgrupper i rommet.

sp 3-Hybridisering.Ved blanding av fire eksterne AOer av et eksitert karbonatom (se fig. 2.1, b) - en 2s- og tre 2p-orbitaler - oppstår fire ekvivalente sp 3 -hybride orbitaler. De har formen som en tredimensjonal "åtter", den ene av bladene er mye større enn den andre.

Hver hybridorbital er fylt med ett elektron. Karbonatomet i tilstanden sp 3 hybridisering har den elektroniske konfigurasjonen 1s 2 2(sp 3) 4 (se fig. 2.1, c). En slik hybridiseringstilstand er karakteristisk for karbonatomer i mettede hydrokarboner (alkaner) og følgelig i alkylradikaler.

På grunn av gjensidig frastøting blir sp 3 -hybride AO-er rettet i rommet til hjørnene tetraeder, og vinklene mellom dem er 109,5? (den mest fordelaktige plasseringen; Fig. 2.2, a).

Den romlige strukturen er avbildet ved hjelp av stereokjemiske formler. I disse formlene er det sp 3 hybridiserte karbonatomet og dets to bindinger plassert i plan på tegningen og grafisk angitt med en regulær linje. En fet linje eller en fet kile angir en forbindelse som strekker seg fremover fra tegningens plan og er rettet mot betrakteren; en stiplet linje eller en skravert kile (..........) - en forbindelse som går bort fra observatøren utover tegningens plan

Ris. 2.2.Typer hybridisering av karbonatomet. Prikken i midten er kjernen til atomet (små fraksjoner av hybridorbitaler er utelatt for å forenkle figuren; uhybridiserte p-AO-er er vist i farger)

zha (fig. 2.3, a). Karbonatomet er i tilstanden sp 3-hybridisering har en tetraedrisk konfigurasjon.

sp 2-Hybridisering.Når du blander en 2s- og to 2p-AO av det eksiterte karbonatomet, tre ekvivalenter sp 2-hybrid orbitaler og forblir uhybridisert 2p-AO. Karbonatomet er i tilstanden sp 2-hybridisering har en elektronisk konfigurasjon 1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 (se fig. 2.1, d). Denne hybridiseringstilstanden av karbonatomet er typisk for umettede hydrokarboner (alkener), så vel som for noen funksjonelle grupper, som karbonyl og karboksyl.

sp 2 - Hybride orbitaler er plassert i samme plan i en vinkel på 120?, og den ikke-hybridiserte AO er i et vinkelrett plan (se fig. 2.2, b). Karbonatomet er i tilstanden sp 2-hybridisering har trekantet konfigurasjon. Karbonatomene bundet av en dobbeltbinding er i plan på tegningen, og enkeltbindingene deres rettet mot og bort fra observatøren er betegnet som beskrevet ovenfor (se fig. 2.3, b).

sp hybridisering.Når en 2s og en 2p orbitaler av et eksitert karbonatom blandes, dannes to ekvivalente sp hybrid AOer, mens to p AOer forblir uhybridiserte. Karbonatomet i sp-hybridiseringstilstanden har den elektroniske konfigurasjonen

Ris. 2.3.Stereokjemiske formler for metan (a), etan (b) og acetylen (c)

1s 2 2(sp 2) 2 2p 2 (se fig. 2.1e). Denne hybridiseringstilstanden av karbonatomet forekommer i forbindelser som har en trippelbinding, for eksempel i alkyner, nitriler.

sp-hybride orbitaler er lokalisert i en vinkel på 180?, og to uhybridiserte AO-er er i gjensidig vinkelrette plan (se fig. 2.2, c). Karbonatomet i sp-hybridiseringstilstanden har linjekonfigurasjon, for eksempel, i et acetylenmolekyl er alle fire atomer på samme rette linje (se fig. 2.3, V).

Atomer av andre organogene elementer kan også være i en hybridisert tilstand.

2.2. Kjemiske bindinger av karbonatomer

Kjemiske bindinger i organiske forbindelser er hovedsakelig representert av kovalente bindinger.

En kovalent binding er en kjemisk binding dannet som et resultat av sosialiseringen av elektronene til de bundne atomene.

Disse delte elektronene okkuperer molekylære orbitaler (MOs). Som regel er MO en multisenterorbital og elektronene som fyller den er delokalisert (spredt). Dermed kan MO, i likhet med AO, være ledig, fylt med ett elektron eller to elektroner med motsatte spinn*.

2.2.1. σ- Ogπ - Kommunikasjon

Det finnes to typer kovalente bindinger: σ (sigma)- og π (pi)-bindinger.

En σ-binding er en kovalent binding som dannes når en AO overlapper langs en rett linje (akse) som forbinder kjernene til to bundne atomer med overlappingsmaksimumet på denne rette linjen.

σ-bindingen oppstår når en hvilken som helst AO overlapper, inkludert hybride. Figur 2.4 viser dannelsen av en σ-binding mellom karbonatomer som et resultat av den aksiale overlappingen av deres hybrid sp 3 -AO og C-H σ-bindinger ved å overlappe hybrid sp 3 -AO av karbon og s-AO av hydrogen.

* For mer informasjon se: Popkov V.A., Puzakov S.A. Generell kjemi. - M.: GEOTAR-Media, 2007. - Kapittel 1.

Ris. 2.4.Dannelse av σ-bindinger i etan ved aksial overlapping av AO (små fraksjoner av hybridorbitaler er utelatt, farge viser sp 3 -AO karbon, svart - s-AO hydrogen)

I tillegg til den aksiale overlappingen er en annen type overlapp mulig - den laterale overlappingen av p-AO, som fører til dannelsen av en π-binding (fig. 2.5).

p-atomiske orbitaler

Ris. 2.5.π-bindingsdannelse i etylen ved lateral overlapping r-AO

En π-binding er en binding dannet av lateral overlapping av uhybridiserte p-AOer med maksimal overlapping på begge sider av den rette linjen som forbinder atomkjernene.

Multippelbindinger funnet i organiske forbindelser er en kombinasjon av σ- og π-bindinger: dobbelt - en σ- og en π-, trippel - en σ- og to π-bindinger.

Egenskapene til en kovalent binding uttrykkes i form av egenskaper som energi, lengde, polaritet og polariserbarhet.

Bond energier energien som frigjøres under dannelsen av en binding eller som kreves for å skille to bundne atomer. Det tjener som et mål på bindingsstyrke: jo større energi, jo sterkere binding (tabell 2.1).

Lenkelengdeer avstanden mellom sentrene til bundne atomer. En dobbeltbinding er kortere enn en enkeltbinding, og en trippelbinding er kortere enn en dobbeltbinding (se tabell 2.1). Bindingene mellom karbonatomer i forskjellige hybridiseringstilstander har et felles mønster -

Tabell 2.1.Hovedkarakteristika for kovalente bindinger

med en økning i brøkdelen av s-orbitalen i hybridorbitalen, reduseres bindingslengden. For eksempel, i en serie forbindelser, propan CH 3 CH 2 CH 3, propen CH 3 CH=CH 2, propyn CH 3 C=CH CH 3 bindingslengde -C er henholdsvis lik 0,154; 0,150 og 0,146 nm.

Kommunikasjonspolaritet på grunn av den ujevne fordelingen (polarisasjonen) av elektrontettheten. Polariteten til et molekyl kvantifiseres ved verdien av dipolmomentet. Fra dipolmomentene til et molekyl kan dipolmomentene til individuelle bindinger beregnes (se tabell 2.1). Jo større dipolmomentet er, jo mer polar er bindingen. Årsaken til polariteten til bindingen er forskjellen i elektronegativiteten til de bundne atomene.

Elektronegativitet karakteriserer evnen til et atom i et molekyl til å holde på valenselektroner. Med en økning i elektronegativiteten til et atom, øker graden av forskyvning av bindingselektronene i dets retning.

Basert på verdiene til bindingsenergien foreslo den amerikanske kjemikeren L. Pauling (1901-1994) en kvantitativ karakteristikk av atomers relative elektronegativitet (Paulings skala). I denne skalaen (raden) er typiske organogene elementer ordnet i henhold til relativ elektronegativitet (to metaller er gitt for sammenligning) som følger:

Elektronegativitet er ikke en absolutt konstant for et element. Det avhenger av den effektive ladningen til kjernen, typen AO-hybridisering og effekten av substituenter. For eksempel er elektronegativiteten til et karbonatom i tilstanden sp 2 - eller sp-hybridisering høyere enn i tilstanden sp 3 -hybridisering, som er assosiert med en økning i andelen av s-orbitalen i hybridorbitalen . Under overgangen av atomer fra sp 3 - til sp 2 - og videre til sp-hybridisert tilstand, lengden på hybridorbitalen avtar gradvis (spesielt i den retningen som gir størst overlapping under dannelsen av σ-bindingen), noe som betyr at i samme sekvens er elektrontetthetsmaksimumet plassert nærmere kjernen av det tilsvarende atomet.

Når det gjelder en ikke-polar eller praktisk talt ikke-polar kovalent binding, er forskjellen i elektronegativiteten til de bundne atomene null eller nær null. Når forskjellen i elektronegativitet øker, øker polariteten til bindingen. Med en forskjell på opptil 0,4 snakker de om en svakt polar, mer enn 0,5 - av en sterkt polar kovalent binding, og mer enn 2,0 - av en ionisk binding. Polare kovalente bindinger er utsatt for heterolytisk spaltning

(se 3.1.1).

Kommunikasjonspolariserbarhet kommer til uttrykk i forskyvning av bindingselektroner under påvirkning av et eksternt elektrisk felt, inkludert en annen reagerende partikkel. Polariserbarheten bestemmes av elektronmobiliteten. Elektroner er mer mobile jo lenger de er fra atomkjernene. Når det gjelder polariserbarhet, overskrider π-bindingen betydelig σ-bindingen, siden den maksimale elektrontettheten til π-bindingen er plassert lenger fra de bundne kjernene. Polariserbarhet bestemmer i stor grad reaktiviteten til molekyler med hensyn til polare reagenser.

2.2.2. Donor-akseptor-bindinger

Overlappingen av to ett-elektron AO-er er ikke den eneste måten å danne en kovalent binding på. En kovalent binding kan dannes ved interaksjon av en to-elektronorbital av ett atom (donor) med en ledig orbital til et annet atom (akseptor). Donorer er forbindelser som inneholder enten orbitaler med et ensomt elektronpar eller π-MO. Bærere av ensomme elektronpar (n-elektroner, fra engelsk. ikke-bindende) er nitrogen, oksygen, halogenatomer.

Ensomme elektronpar spiller en viktig rolle i manifestasjonen av de kjemiske egenskapene til forbindelser. Spesielt er de ansvarlige for forbindelsenes evne til å inngå en donor-akseptor-interaksjon.

En kovalent binding dannet av et par elektroner fra en av bindingspartnerne kalles en donor-akseptorbinding.

Den dannede donor-akseptor-bindingen skiller seg bare i form av dannelse; dens egenskaper er de samme som andre kovalente bindinger. Donoratomet får en positiv ladning.

Donor-akseptorbindinger er karakteristiske for komplekse forbindelser.

2.2.3. Hydrogenbindinger

Et hydrogenatom bundet til et sterkt elektronegativt element (nitrogen, oksygen, fluor, etc.) er i stand til å samhandle med det ensomme elektronparet til et annet tilstrekkelig elektronegativt atom i det samme eller et annet molekyl. Som et resultat oppstår en hydrogenbinding, som er en slags donor-

akseptorbinding. Grafisk er en hydrogenbinding vanligvis representert med tre prikker.

Hydrogenbindingsenergien er lav (10-40 kJ/mol) og bestemmes hovedsakelig av den elektrostatiske interaksjonen.

Intermolekylære hydrogenbindinger forårsaker assosiasjon av organiske forbindelser, slik som alkoholer.

Hydrogenbindinger påvirker de fysiske (koke- og smeltepunkter, viskositet, spektrale egenskaper) og kjemiske (syre-base) egenskaper til forbindelser. For eksempel, kokepunktet for etanol C 2H5 OH (78,3 °C) er betydelig høyere enn for dimetyleter CH3OCH3 (-24 °C) med samme molekylvekt, som ikke er assosiert på grunn av hydrogenbindinger.

Hydrogenbindinger kan også være intramolekylære. En slik binding i anion av salisylsyre fører til en økning i surheten.

Hydrogenbindinger spiller en viktig rolle i dannelsen av den romlige strukturen til makromolekylære forbindelser - proteiner, polysakkarider, nukleinsyrer.

2.3. Relaterte systemer

En kovalent binding kan være lokalisert eller delokalisert. En binding kalles lokalisert, hvor elektronene faktisk er delt mellom de to kjernene til de bundne atomene. Hvis bindingselektronene deles av mer enn to kjerner, så snakker man om en delokalisert binding.

En delokalisert binding er en kovalent binding hvis molekylære orbital spenner over mer enn to atomer.

Delokaliserte bindinger er i de fleste tilfeller π-bindinger. De er karakteristiske for koblede systemer. I disse systemene oppstår en spesiell type gjensidig påvirkning av atomer - konjugering.

Konjugasjon (mesomeria, fra gresk. mesos- medium) er justeringen av bindinger og ladninger i et reelt molekyl (partikkel) sammenlignet med en ideell, men ikke-eksisterende struktur.

De delokaliserte p-orbitalene som deltar i konjugering kan enten tilhøre to eller flere π-bindinger, eller til en π-binding og ett atom med en p-orbital. I samsvar med dette skilles det mellom π,π-konjugasjon og ρ,π-konjugasjon. Konjugasjonssystemet kan være åpent eller lukket og inneholde ikke bare karbonatomer, men også heteroatomer.

2.3.1. Åpne kretssystemer

π,π - Paring. Den enkleste representanten for π, π-konjugerte systemer med en karbonkjede er butadien-1,3 (fig. 2.6, a). Karbon- og hydrogenatomer og følgelig alle σ-bindinger i molekylet ligger i samme plan og danner et flatt σ-skjelett. Karbonatomer er i en tilstand av sp 2 hybridisering. Uhybridiserte p-AO-er for hvert karbonatom er plassert vinkelrett på σ-skjelettets plan og parallelt med hverandre, noe som er en nødvendig betingelse for deres overlapping. Overlapping skjer ikke bare mellom p-AO til C-1 og C-2, C-3 og C-4 atomene, men også mellom p-AO til C-2 og C-3 atomene, noe som resulterer i dannelsen av et enkelt π som spenner over fire karbonatomer -system, dvs. en delokalisert kovalent binding oppstår (se fig. 2.6, b).

Ris. 2.6.Atomorbital modell av 1,3-butadien-molekylet

Dette gjenspeiles i endringen i bindingslengder i molekylet. Bindingslengden C-1-C-2, samt C-3-C-4 i butadien-1,3 er noe økt, og avstanden mellom C-2 og C-3 er forkortet sammenlignet med konvensjonell dobbel og enkel obligasjoner. Med andre ord fører prosessen med elektrondelokalisering til justering av bindingslengder.

Hydrokarboner med et stort antall konjugerte dobbeltbindinger er vanlige i planteverdenen. Disse inkluderer for eksempel karotener, som bestemmer fargen på gulrøtter, tomater, etc.

Et åpent konjugasjonssystem kan også inkludere heteroatomer. Et eksempel på åpen π,π-konjugerte systemer med et heteroatom i kjedenα,β-umettede karbonylforbindelser kan tjene. For eksempel aldehydgruppen i akrolein CH 2 =CH-CH=O er et medlem av konjugasjonskjeden av tre sp 2 -hybridiserte karbonatomer og et oksygenatom. Hvert av disse atomene bidrar med ett p-elektron til det enkle π-systemet.

pn-paring.Denne typen konjugasjon er oftest manifestert i forbindelser som inneholder det strukturelle fragmentet -CH=CH-X, hvor X er et heteroatom med et ikke-delt elektronpar (primært O eller N). Disse inkluderer for eksempel vinyletere, i molekylene som dobbeltbindingen er konjugert med R orbitalen til et oksygenatom. En delokalisert tresenterbinding dannes ved å overlappe to p-AO sp 2 -hybridiserte karbonatomer og ett R-AO av et heteroatom med et par n-elektroner.

Dannelsen av en lignende delokalisert tre-senterbinding eksisterer i karboksylgruppen. Her deltar π-elektronene til C=O-bindingen og n-elektronene til oksygenatomet til OH-gruppen i konjugasjonen. Konjugerte systemer med fullt justerte bindinger og ladninger inkluderer negativt ladede partikler, slik som acetationet.

Retningen for elektrontetthetsforskyvningen er indikert med en buet pil.

Det finnes andre grafiske måter å vise sammenkoblingsresultater på. Dermed antar strukturen til acetationet (I) at ladningen er jevnt fordelt over begge oksygenatomene (som vist i fig. 2.7, noe som er sant).

Strukturer (II) og (III) brukes i resonans teori. I følge denne teorien er et ekte molekyl eller partikkel beskrevet av et sett med visse såkalte resonansstrukturer, som bare skiller seg fra hverandre i fordelingen av elektroner. I konjugerte systemer er hovedbidraget til resonanshybriden gitt av strukturer med forskjellige π-elektrontetthetsfordelinger (den tosidige pilen som forbinder disse strukturene er et spesielt symbol på resonansteori).

Grense (grense) strukturer eksisterer egentlig ikke. Imidlertid "bidrar" de til en viss grad til den reelle fordelingen av elektrontetthet i et molekyl (partikkel), som er representert som en resonanshybrid oppnådd ved overlagring (superposisjon) av begrensende strukturer.

I ρ,π-konjugerte systemer med en karbonkjede kan konjugering oppstå hvis det er et karbonatom med en uhybridisert p-orbital ved siden av π-bindingen. Slike systemer kan være mellomliggende partikler - karbanioner, karbokationer, frie radikaler, for eksempel allylstrukturer. Frie radikaler allylfragmenter spiller en viktig rolle i prosessene med lipidperoksidasjon.

I allylanionet CH 2 \u003d CH-CH 2 sp 2 -hybridisert karbonatom C-3 leverer til den vanlige konjugerte

Ris. 2.7.Elektrontetthetskart over COONa-gruppen i penicillin

to elektronsystem, i allylradikalet CH 2=CH-CH2+ - en, og i allylkarbokasjonen CH 2=CH-CH2+ leverer ingen. Som et resultat, når p-AO overlapper tre sp 2 -hybridiserte karbonatomer, dannes en delokalisert tre-senterbinding som inneholder fire (i karbanion), tre (i det frie radikal) og to (i karbokation) elektroner , henholdsvis.

Formelt har C-3-atomet i allylkationen en positiv ladning, i allylradikalet har det et uparet elektron, og i allylanionen har det en negativ ladning. Faktisk, i slike konjugerte systemer er det en delokalisering (spredning) av elektrontettheten, noe som fører til justering av bindinger og ladninger. C-1- og C-3-atomene er ekvivalente i disse systemene. For eksempel, i en allylkation, har hver av dem en positiv ladning+1/2 og er forbundet med en "halvannen" binding med C-2-atomet.

Dermed fører konjugering til en betydelig forskjell i elektrontetthetsfordelingen i reelle strukturer sammenlignet med strukturer representert av konvensjonelle strukturformler.

2.3.2. Lukket sløyfesystemer

Sykliske konjugerte systemer er av stor interesse som en gruppe forbindelser med økt termodynamisk stabilitet sammenlignet med konjugerte åpne systemer. Disse forbindelsene har også andre spesielle egenskaper, hvis helhet er forent av det generelle konseptet aromatisitet. Disse inkluderer evnen til slike formelt umettede forbindelser

inngå substitusjonsreaksjoner, ikke tilsetning, motstand mot oksidasjonsmidler og temperatur.

Typiske representanter for aromatiske systemer er arener og deres derivater. Funksjoner ved den elektroniske strukturen til aromatiske hydrokarboner er tydelig manifestert i atomorbitalmodellen til benzenmolekylet. Benzenrammeverket er dannet av seks sp 2 hybridiserte karbonatomer. Alle σ-bindinger (C-C og C-H) ligger i samme plan. Seks uhybridiserte p-AO er plassert vinkelrett på molekylets plan og parallelt med hverandre (fig. 2.8, a). Hver R-AO kan like mye overlappe med to naboer R-AO. Som et resultat av denne overlappingen oppstår et enkelt delokalisert π-system, der den høyeste elektrontettheten er plassert over og under σ-skjelettplanet og dekker alle karbonatomer i syklusen (se fig. 2.8, b). π-elektrontettheten er jevnt fordelt gjennom det sykliske systemet, som er indikert med en sirkel eller en stiplet linje inne i syklusen (se fig. 2.8, c). Alle bindinger mellom karbonatomer i benzenringen har samme lengde (0,139 nm), mellom lengdene på enkelt- og dobbeltbindinger.

Basert på kvantemekaniske beregninger ble det fastslått at for dannelsen av slike stabile molekyler må et plan syklisk system inneholde (4n + 2) π-elektroner, hvor n= 1, 2, 3 osv. (Hückels regel, 1931). Med hensyn til disse dataene er det mulig å konkretisere begrepet "aromatisering".

En forbindelse er aromatisk hvis den har en plan ring og en konjugertπ -elektronisk system som dekker alle atomer i syklusen og inneholder(4n+ 2) π-elektroner.

Hückels regel gjelder for alle plane kondenserte systemer der det ikke er atomer som er felles for mer enn

Ris. 2.8.Atomorbital modell av benzenmolekylet (hydrogenatomer utelatt; se tekst for forklaring)

to sykluser. Forbindelser med kondenserte benzenringer, som naftalen og andre, oppfyller kriteriene for aromatisitet.

Stabilitet av koblede systemer. Dannelsen av et konjugert og spesielt aromatisk system er en energisk gunstig prosess, siden graden av overlapping av orbitalene øker og delokalisering (spredning) oppstår. R-elektroner. I denne forbindelse har konjugerte og aromatiske systemer økt termodynamisk stabilitet. De inneholder en mindre mengde intern energi og opptar i grunntilstanden et lavere energinivå sammenlignet med ikke-konjugerte systemer. Forskjellen mellom disse nivåene kan brukes til å kvantifisere den termodynamiske stabiliteten til den konjugerte forbindelsen, dvs. konjugasjonsenergi(delokaliseringsenergi). For butadien-1,3 er den liten og utgjør ca. 15 kJ/mol. Med en økning i lengden av den konjugerte kjeden øker konjugasjonsenergien og følgelig den termodynamiske stabiliteten til forbindelsene. Konjugasjonsenergien for benzen er mye høyere og utgjør 150 kJ/mol.

2.4. Elektroniske effekter av substituenter 2.4.1. Induktiv effekt

En polar σ-binding i et molekyl forårsaker polarisering av de nærmeste σ-bindingene og fører til at det oppstår partielle ladninger på naboatomer*.

Substituenter forårsaker polarisering ikke bare av sine egne, men også av nabo-σ-bindinger. Denne typen overføring av påvirkning av atomer kalles den induktive effekten (/-effekt).

Induktiv effekt - overføring av den elektroniske påvirkningen av substituenter som et resultat av forskyvning av elektroner av σ-bindinger.

På grunn av den svake polariserbarheten til σ-bindingen, dempes den induktive effekten etter tre eller fire bindinger i kretsen. Virkningen er mest uttalt i forhold til karbonatomet ved siden av det som har en substituent. Retningen til den induktive effekten til substituenten estimeres kvalitativt ved å sammenligne den med hydrogenatomet, hvis induktive effekt tas som null. Grafisk er resultatet av /-effekten avbildet med en pil som sammenfaller med posisjonen til valenslinjen og peker mot det mer elektronegative atomet.

/V\sterkere enn et hydrogenatom, visernegativinduktiv effekt (-/-effekt).

Slike substituenter senker generelt elektrontettheten til systemet, kalles de elektron-tilbaketrekkende. Disse inkluderer de fleste funksjonelle gruppene: OH, NH 2, COOH, NO2 og kationiske grupper, slik som -NH 3+.

En substituent som forskyver elektrontettheten sammenlignet med hydrogenatometσ -bindinger mot karbonatomet i kjeden, viserpositivtinduktiv effekt (+/- effekt).

Slike substituenter øker elektrontettheten i kjeden (eller ringen) og kalles elektrondonor. Disse inkluderer alkylgrupper lokalisert ved det sp2-hybridiserte karbonatomet, og anioniske sentre i ladede partikler, for eksempel -O-.

2.4.2. mesomerisk effekt

I konjugerte systemer spilles hovedrollen i overføringen av elektronisk påvirkning av π-elektroner av delokaliserte kovalente bindinger. Effekten som manifesterer seg i et skifte i elektrontettheten til et delokalisert (konjugert) π-system kalles den mesomere (M-effekten), eller konjugasjonseffekten.

Mesomerisk effekt - overføring av den elektroniske påvirkningen av substituenter langs det konjugerte systemet.

I dette tilfellet er erstatningen selv et medlem av det konjugerte systemet. Det kan innføre i konjugasjonssystemet enten en π-binding (karbonyl, karboksylgrupper, etc.), eller et ensomt elektronpar av et heteroatom (amino- og hydroksygrupper), eller en ledig eller en-elektronfylt p-AO .

En substituent som øker elektrontettheten i et konjugert system viserpositivtmesomerisk effekt (+M- effekt).

Substituenter som inkluderer atomer med et enkelt elektronpar (for eksempel en aminogruppe i et anilinmolekyl) eller en hel negativ ladning har en M-effekt. Disse erstatningene er dyktige

til overføring av et elektronpar til et felles konjugert system, det vil si at de er det elektrondonor.

En substituent som senker elektrontettheten i et konjugert system visernegativmesomerisk effekt (-M- effekt).

M-effekten i det konjugerte systemet er besatt av oksygen- eller nitrogenatomer bundet av en dobbeltbinding til et karbonatom, som vist i eksemplet med akrylsyre og benzaldehyd. Slike grupperinger er elektron-tilbaketrekkende.

Forskyvningen av elektrontettheten er indikert med en buet pil, hvor begynnelsen viser hvilke p- eller π-elektroner som blir fortrengt, og enden er bindingen eller atomet de er fortrengt til. Den mesomere effekten, i motsetning til den induktive effekten, overføres over et system av konjugerte bindinger over en mye større avstand.

Når man evaluerer påvirkningen av substituenter på fordelingen av elektrontetthet i et molekyl, er det nødvendig å ta hensyn til den resulterende virkningen av de induktive og mesomere effektene (tabell 2.2).

Tabell 2.2.Elektroniske effekter av noen substituenter

De elektroniske effektene av substituenter gjør det mulig å gi et kvalitativt estimat av elektrontetthetsfordelingen i et ikke-reagerende molekyl og å forutsi dets egenskaper.