Definisjon av hybridiseringseksempler. Hybridisering av atomorbitaler

Generell og BIOorganisk kjemi

(forelesningsnotater)

Del 2. Organisk kjemi

For 1. års studenter ved Det medisinske fakultet av spesialiteten "Dentistry"

forlag russisk universitet Vennskap mellom nasjoner,

Godkjent

RIS Akademisk Råd

Folkets vennskapsuniversitet i Russland

Kovalchukova O.V., Avramenko O.V.

Generell og bioorganisk kjemi (forelesningsnotater). Del 2. Organisk kjemi. For 1. års studenter ved Det medisinske fakultet av spesialiteten "Dentistry". Moskva: RUDN-universitetet, 2010. 108 s.

Sammendrag av forelesninger lest for 1.årsstudenter ved Det medisinske fakultet, spesialitet "Dentistry". Satt sammen i henhold til programmet for emnet "Generell og bioorganisk kjemi".

Utarbeidet ved Institutt for generell kjemi.

© Kovalchukova O.V., Avramenko O.V.

© Publishing House of Peoples' Friendship University of Russia, 2010

INTRODUKSJON

Bioorganisk kjemi er en gren av kjemien som er nært knyttet til slike spesialdisipliner. medisinske fakulteter universiteter, som biokjemi, farmakologi, fysiologi, molekylbiologi. Det er et vitenskapsfelt som studerer strukturen og funksjonsmekanismene til biologisk aktive molekyler fra posisjonene og ideene til organisk kjemi, som bestemmer mønstrene i forholdet mellom strukturen og reaktivitet organiske forbindelser.

Hovedoppmerksomheten i dette forelesningskurset er gitt til klassifisering av organiske forbindelser i henhold til strukturen til karbonskjelettet og naturen funksjonelle grupper, regelmessigheter som forbinder den kjemiske strukturen til organiske molekyler med naturen til reaksjonssentrene deres, forholdet mellom deres elektroniske og romlige struktur med mekanismene for kjemiske transformasjoner.

TEORI OM DEN KJEMISKE STRUKTUREN TIL ORGANISKE FORBINDELSER

organiske forbindelser- dette er karbonforbindelser (bortsett fra de enkleste), der den viser valens IV.

Organisk kjemi er kjemien til hydrokarboner og deres derivater.

Karbonatomet i organiske forbindelser er i en eksitert tilstand og har fire uparrede elektroner:

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

Et eksitert karbonatom er i stand til:

1) danner sterke bindinger med andre karbonatomer, noe som fører til dannelse av kjeder og sykluser;

2) på grunn av forskjellige typer hybridisering av orbitaler, danner enkle, dobbelt- og trippelbindinger mellom karbonatomer og med andre atomer (H, O, N, S, P, etc.);

3) kombineres med fire forskjellige atomer, noe som fører til dannelse av forgrenede karbonkjeder.

Typer karbonatomhybridisering i organiske forbindelser

sp 3 - hybridisering

Alle fire valensorbitaler deltar i hybridisering. Valensvinkel 109 o 28 '(tetraeder). Karbonatomer danner bare enkle (σ) bindinger - forbindelsen er mettet.

sp 2 - hybridisering

Tre hybrid og en ikke-hybrid orbital dannes. Valensvinkel 120 o (flate strukturer, vanlig trekant). Hybride orbitaler danner σ-bindinger. Ikke-hybride orbitaler danner p-bindinger. sp 2– Hybridisering er typisk for umettede forbindelser med én p-binding.

sp - hybridisering

To hybride og to ikke-hybride orbitaler dannes. Valensvinkel 180 o (lineære strukturer). Karbonatomet er i tilstanden sp-hybridisering tar del i dannelsen av to dobbeltbindinger eller en trippelbinding.

Teori om strukturen til organiske forbindelser formulert i 1861 av A.M. Butlerov og inkluderer følgende bestemmelser:

1. Alle atomer som utgjør molekylet er sammenkoblet i en strengt definert sekvens i samsvar med deres valens. Rekkefølgen atomer kombineres i til et molekyl bestemmer dets kjemisk struktur .

2. Egenskapene til organiske forbindelser avhenger ikke bare av den kvalitative og kvantitative sammensetningen av stoffer, men også av rekkefølgen av deres kombinasjon (molekylets kjemiske struktur).

3. Atomer i et molekyl har gjensidig påvirkning oppå hverandre, dvs. egenskapene til grupper av atomer i et molekyl kan endre seg avhengig av naturen til andre atomer som utgjør molekylet. En gruppe atomer som definerer Kjemiske egenskaper organiske molekyler kalles funksjonell gruppe .

4. Hver organisk forbindelse har bare en kjemisk formel. Når du kjenner den kjemiske formelen, kan du forutsi egenskapene til forbindelsen, og ved å studere dens egenskaper i praksis kan du etablere den kjemiske formelen.

organisk molekyl

Typer karbonskjelett:

Asyklisk:

· forgrenet;

normal (lineær).

Syklisk:

karbosyklisk (en syklus av bare karbonatomer);

heterosyklisk (i tillegg til karbonatomer inkluderer syklusen noen andre atomer - nitrogen, oksygen, svovel).

Typer karbonatomer i en hydrokarbonkjede:

H3C-CH2-CH-C-CH3

Primære karbonatomer (koblet i en kjede med bare ett karbonatom, er terminal);

Sekundært karbonatom (koblet til to tilstøtende karbonatomer, plassert i midten av kjeden);

Tertiært karbonatom (plassert på forgreningen av karbonkjeden, koblet til tre karbonatomer);

Kvartært karbonatom (har ingen andre substituenter enn karbonatomer).

Funksjonell gruppe- en spesiell gruppe atomer som bestemmer de kjemiske egenskapene til forbindelser.

Eksempler funksjonelle grupper:

-HAN-hydroksylgruppe (alkoholer, fenoler);

C=O- karbonylgruppe (ketoner, aldehyder);

FRA- karboksylgruppe ( karboksylsyrer);

-NH 2 - aminogruppe (aminer);

-SH- tiolgruppe (tioalkoholer)

organisk forbindelse

sammensatt

eiendommer

kjemisk struktur

Atomene som utgjør en organisk forbindelse kan kombineres til molekyler på forskjellige måter. For eksempel kan en forbindelse med sammensetning C 2 H 6 O tilsvare to kjemiske forbindelser med forskjellige fysiske og kjemiske egenskaper:

Sammensatt organisk forbindelse - antall atomer ulike elementer inkludert i molekylet. Isomerer Forbindelser som har samme sammensetning, men forskjellig kjemisk struktur. Isomerer har forskjellige kjemiske egenskaper.

Typer isomeri

STRUKTURELL ISOMERISME

Isomerisme av karbonkjeden:

Isomerisme av posisjonen til flere bindinger:

Interklasse-isomerisme:

stereoisomerisme

Geometrisk(romlig, cis-trans-isomerisme av forbindelser med dobbeltbindinger):

cis-buten-2	transe-buten-2

Geometrisk isomeri er mulig hvis hvert av karbonatomene som er involvert i dannelsen av en dobbeltbinding har forskjellige substituenter. Så, for buten-1 CH 2 \u003d CH-CH 2 -CH 3, er geometrisk isomerisme umulig, siden ett av karbonatomene i dobbeltbindingen har to identiske substituenter (hydrogenatomer).

Geometrisk(romlig, cis-trans-isomerisme av sykliske grenseforbindelser):

Geometrisk isomeri er mulig hvis minst to karbonatomer som danner syklusen har forskjellige substituenter.

Optisk:

Optisk isomerisme er en type stereoisomerisme på grunn av kiraliteten til molekyler. I naturen er det forbindelser som korrelerer som to hender til en person. En av egenskapene til disse forbindelsene er deres inkompatibilitet med deres speilrefleksjon. Denne egenskapen kalles chiralitet (fra gresk. « Med arving"- hånd).

Den optiske aktiviteten til molekyler oppdages når de utsettes for polarisert lys. Hvis gjennom løsningen optisk virkestoff passere en polarisert lysstråle, så vil polariseringsplanet rotere. Optiske isomerer er utpekt ved bruk av prefikser d-

I 1930 utviklet Slater og L. Pauling teorien om dannelsen av en kovalent binding på grunn av overlappingen av elektroniske orbitaler – metoden for valensbindinger. Denne metoden er basert på hybridiseringsmetoden, som beskriver dannelsen av molekyler av stoffer på grunn av «blanding» av hybridorbitaler («blanding» er ikke elektroner, men orbitaler).

DEFINISJON

Hybridisering- blanding av orbitaler og deres justering i form og energi. Så når vi blander s- og p-orbitaler, får vi typen hybridisering av sp, s- og 2 p-orbitaler - sp 2, s- og 3 p-orbitaler - sp 3. Det finnes andre typer hybridisering, for eksempel sp 3 d, sp 3 d 2 og mer komplekse.

Bestemmelse av type hybridisering av molekyler med kovalent binding

Det er mulig å bestemme typen hybridisering kun for molekyler med kovalent binding type AB n, hvor n er større enn eller lik to, A er sentralatomet, B er liganden. Bare valensorbitalene til sentralatomet går inn i hybridisering.

La oss bestemme typen hybridisering ved å bruke BeH2-molekylet som et eksempel.

Til å begynne med skriver vi ned elektroniske konfigurasjoner sentralatom og ligand, tegne elektrongrafiske formler.

Berylliumatomet (sentralatomet) har ledige 2p orbitaler, derfor, for å akseptere ett elektron fra hvert hydrogenatom (ligand) for å danne et BeH2-molekyl, må det gå inn i en eksitert tilstand:

Dannelsen av BeH 2-molekylet skjer på grunn av overlappingen av valensorbitalene til Be-atomet

* Rødt indikerer hydrogenelektroner, svart indikerer beryllium.

Typen hybridisering bestemmes av hvilke orbitaler som overlapper, og dermed er BeH2-molekylet i sp-hybridisering.

I tillegg til molekyler med sammensetning ABn, kan metoden for valensbindinger bestemme typen hybridisering av molekyler med multiple bindinger. Betrakt etylenmolekylet C 2 H 4 som et eksempel. Etylenmolekylet har en multippel dobbeltbinding, som dannes av og -bindinger. For å bestemme hybridisering, skriver vi ned de elektroniske konfigurasjonene og tegner de elektrongrafiske formlene til atomene som utgjør molekylet:

6 C 2s 2 2s 2 2p 2

Karbonatomet har en ledig p-orbital til, derfor, for å akseptere 4 hydrogenatomer, må den gå inn i en eksitert tilstand:

En p-orbital er nødvendig for å danne en -binding (uthevet i rødt), siden -bindingen er dannet av overlappende "rene" (ikke-hybride) p-orbitaler. De gjenværende valensorbitalene går inn i hybridisering. Således er etylen i sp 2 hybridisering.

Bestemmelse av den geometriske strukturen til molekyler

Den geometriske strukturen til molekyler, samt kationer og anioner av sammensetningen AB n kan gjøres ved å bruke Gillespie-metoden. Denne metoden er basert på valenspar av elektroner. Den geometriske strukturen påvirkes ikke bare av elektronene som er involvert i dannelsen av en kjemisk binding, men også av ikke-delte elektronpar. Hvert ensomme elektronpar i Gillespie-metoden er betegnet E, det sentrale atomet er A, og liganden er B.

Hvis det ikke er noen udelte elektronpar, kan sammensetningen av molekylene være AB 2 ( lineær struktur molekyler), AB 3 (flat trekantstruktur), AB4 (tetraedrisk struktur), AB 5 (trigonal bipyramidstruktur) og AB 6 (oktaedrisk struktur). Derivater kan fås fra grunnleggende strukturer hvis et ikke-delt elektronpar vises i stedet for en ligand. For eksempel: AB 3 E (pyramideformet struktur), AB 2 E 2 (vinkelstruktur av molekylet).

For å bestemme den geometriske strukturen (strukturen) til et molekyl, er det nødvendig å bestemme sammensetningen av partikkelen, for hvilken antall ensomme elektronpar (NEP) beregnes:

NEP = ( totalt antall valenselektroner - antall elektroner som brukes til å danne en binding med ligander) / 2

Bindingen med H, Cl, Br, I, F tar 1 elektron fra A, bindingen med O tar 2 elektroner hver, og bindingen med N tar 3 elektroner fra sentralatomet.

Tenk på eksemplet med BCl 3-molekylet. Det sentrale atomet er B.

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

NEP \u003d (3-3) / 2 \u003d 0, derfor er det ingen udelte elektronpar, og molekylet har strukturen AB 3 - en flat trekant.

Den detaljerte geometriske strukturen til molekyler med forskjellige sammensetninger er presentert i tabell. en.

Tabell 1. Romlig struktur av molekyler

Molekylformel	Type hybridisering		Molekyltype	Molekylgeometri
				lineær
				trekantet
				tetraeder
				trigonal pyramide
				trigonal bipyramide
				disfenoid
				T-formet
				lineær
				firkantet pyramide

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Trening	Bruk metoden for valensbindinger, bestemme typen hybridisering av metanmolekylet (CH 4) og dets geometriske struktur i henhold til Gillespie-metoden
Løsning	6 C 2s 2 2s 2 2p 2

De vanligste hybridiseringene er sp, sp 2 , sp 3 og sp 3 d 2 . Hver type hybridisering tilsvarer en bestemt romlig struktur stoffmolekyler.

sp hybridisering. Denne typen hybridisering observeres når et atom danner to bindinger på grunn av elektroner lokalisert i s-orbital og i samme p-orbital (med samme energinivå). I dette tilfellet dannes to hybride q-orbitaler, rettet mot motsatte sider i en vinkel på 180 º (fig. 22).

Ris. 22. Opplegg for sp-hybridisering

Under sp-hybridisering dannes det lineære triatomiske molekyler av typen AB 2, hvor A er det sentrale atomet hvor hybridisering skjer, og B er festede atomer hvor hybridisering ikke skjer. Slike molekyler dannes av atomer av beryllium, magnesium, samt karbonatomer i acetylen (C 2 H 2) og i karbondioksid(CO 2).

Eksempel 5 Forklar den kjemiske bindingen i BeH 2- og BeF 2-molekylene og strukturen til disse molekylene.

Løsning. beryllium atomer i normal tilstand ikke danner kjemiske bindinger, fordi ikke har uparrede elektroner (2s 2). I den eksiterte tilstanden (2s 1 2p 1) er elektroner i forskjellige orbitaler; derfor, når bindinger dannes, skjer sp-hybridisering i henhold til skjemaet vist i fig. 22. To hydrogen- eller fluoratomer er festet til to hybridorbitaler, som vist i fig. 23.

1) 2)

Ris. 23. Skjema for dannelsen av molekylene BeH 2 (1) og BeF 2 (2)

De resulterende molekylene er lineære, bindingsvinkelen er 180º.

Eksempel 6 I følge eksperimentelle data er CO 2 -molekylet lineært, og begge bindingene av karbon med oksygen har samme lengde (0,116 nm) og energi (800 kJ / mol). Hvordan forklares disse dataene?

Løsning. Disse dataene om karbondioksidmolekylet er forklart av følgende modell for dannelsen.

Karbonatomet danner bindinger i en eksitert tilstand der det har fire uparede elektroner: 2s 1 2p 3 . Når bindinger dannes, skjer sp-hybridisering av orbitaler. Hybridorbitalene er rettet i en rett linje i motsatte retninger fra atomkjernen, og de resterende to rene (ikke-hybride) p-orbitalene er plassert vinkelrett på hverandre og på hybridorbitalene. Alle orbitaler (hybrid og ikke-hybrid) inneholder ett uparet elektron.

Hvert oksygenatom, som har to uparrede elektroner i to innbyrdes perpendikulære p-orbitaler, er festet til karbonatomet med en s-binding og en p-binding: en s-binding dannes med deltakelse av en hybrid karbonorbital, og en p-binding dannes ved å overlappe rene p-orbitaler av karbonatomer og oksygen. Dannelsen av bindinger i et CO 2 -molekyl er vist i fig. 24.

Ris. 24. Skjema for dannelsen av CO 2 -molekylet

Bindingsmultiplisiteten lik to forklarer den større bindingsstyrken, og sp-hybridisering forklarer den lineære strukturen til molekylet.

Blandingen av en s og to p orbitaler kalles sp 2 hybridisering. Med denne hybridiseringen oppnås tre ekvivalente q-orbitaler, plassert i samme plan i en vinkel på 120º (fig. 25).

Ris. 25. Skjema for sp 2 hybridisering

Molekylene av typen AB 3 som dannes under denne hybridiseringen har form av en flat høyre trekant med A-atomer i sentrum og B-atomer i hjørnene. Slik hybridisering skjer i atomene til bor og andre elementer i den tredje gruppen og i karbonatomene i C 2 H 4-molekylet og i CO 3 2-ionet.

Eksempel 7 Forklar dannelsen av kjemiske bindinger i ВН 3-molekylet og dets struktur.

Løsning. Eksperimentelle studier indikerer at i BH 3-molekylet er alle tre B–H-bindinger lokalisert i samme plan, vinklene mellom bindingene er 120º. Denne strukturen til molekylet forklares av det faktum at valensorbitaler okkupert av uparrede elektroner (2s 1 2p 2) blandes i boratomet i en eksitert tilstand og det danner bindinger med sp 2 hybridorbitaler. Diagrammet av VN 3-molekylet er vist i fig. 26.

Ris. 26. Skjema for dannelse av ВН 3-molekylet

Hvis en s- og tre p-orbitaler deltar i hybridisering ( sp 3 hybridisering), da dannes fire hybridorbitaler, rettet mot toppene til tetraederet, dvs. orientert i vinkler på 109º28¢ (~109,5º) til hverandre. De resulterende molekylene har en tetraedrisk struktur. Hybridisering av denne typen forklarer strukturen til mettede hydrokarboner, karbonforbindelser med halogener, mange silisiumforbindelser, ammoniumkationet NH 4+, etc. Et klassisk eksempel denne hybridiseringen er metanmolekylet CH 4 (fig. 27)

Ris. 27. Skjema for dannelse av kjemiske bindinger i CH 4-molekylet

Hvis en s-, tre p- og to d-orbitaler deltar i hybridisering ( sp 3 d 2 - hybridisering), så vises seks hybridorbitaler, rettet mot toppunktene til oktaederet, dvs. orientert i 90º vinkler i forhold til hverandre. De resulterende molekylene har en oktaedrisk struktur. Hybridisering av denne typen forklarer strukturen til forbindelser av svovel, selen og tellur med halogener, for eksempel SF 6 og SeF 6, og mange komplekse ioner: 2–, 3–, etc. På fig. 28 viser dannelsen av et svovelheksafluoridmolekyl.

Ris. 28. Skjema for SF 6-molekylet

Kjemiske bindinger som involverer hybridorbitaler er veldig sterke. Hvis s-bindingsenergien dannet av "rene" s-orbitaler tas som enhet, vil bindingsenergien under sp-hybridisering være 1,43, med sp 2-hybridisering 1,99, med sp 3-hybridisering 2,00, og med sp 3 d 2-hybridisering 2,92 . Økningen i bindingsstyrke forklares av den mer fullstendige overlappingen av hybridorbitaler med ikke-hybride under dannelsen av en kjemisk binding.

I tillegg til de vurderte typene hybridisering, i kjemiske forbindelser det er hybridiseringer sp 2 d, sp 3 d, sp 3 d 3, sp 3 d 3 og andre. Med sp 2 d hybridisering har molekyler og ioner firkantet form, med sp 3 d-hybridisering - formen til en trigonal bipyramid og med sp 3 d 3 -hybridisering - en femkantet bipyramid. Andre typer hybridisering er sjeldne.

Eksempel 8 Ligningene for to lignende reaksjoner er gitt:

1) CF4 + 2HF = H2CF6; 2) SiF 4 + 2HF = H 2 SiF 6

Hvilken av dem er umulig med tanke på dannelsen av kjemiske bindinger?

Løsning. For dannelse av H 2 CF 6 er sp 3 d 2 hybridisering nødvendig, men i karbonatomet er valenselektroner på den andre energinivå, som ikke har d-orbitaler. Derfor er den første reaksjonen i prinsippet umulig. Den andre reaksjonen er mulig fordi sp 3 d 2 hybridisering er mulig i silisium.

Hybridisering– justering (blanding) av atomorbitaler ( s og R) med dannelsen av nye atomorbitaler kalt hybrid orbitaler.

atomorbital er en funksjon som beskriver tettheten til elektronskyen ved hvert punkt i rommet rundt kjernen til et atom. En elektronsky er et område i rommet der et elektron kan bli funnet med stor sannsynlighet.

Sp hybridisering

Oppstår ved blanding av en s- og en p-orbitaler. To ekvivalente sp-atomorbitaler dannes, plassert lineært i en vinkel på 180 grader og rettet i forskjellige retninger fra kjernen til sentralatomet. De to gjenværende ikke-hybride p-orbitalene er lokalisert i gjensidig vinkelrette plan og deltar i dannelsen av π-bindinger, eller er okkupert av ensomme elektronpar.

Sp2 hybridisering

Sp2 hybridisering

Oppstår ved blanding av en s- og to p-orbitaler. Tre hybridorbitaler er dannet med akser plassert i samme plan og rettet mot hjørnene av trekanten i en vinkel på 120 grader. Den ikke-hybride p-atomiske orbitalen er vinkelrett på planet og deltar som regel i dannelsen av π-bindinger

Tabellen viser eksempler på samsvar mellom de vanligste hybridiseringstypene og den geometriske strukturen til molekyler, forutsatt at alle hybridorbitaler er involvert i dannelsen av kjemiske bindinger (det er ingen udelte elektronpar)

Type hybridisering	Antall hybridorbitaler	Geometri	Struktur	Eksempler
		Lineær		BeF 2 , CO 2 , NO 2 +
sp 2		trekantet		BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3		tetraedrisk		CH4, ClO4-, SO42-, NH4+
dsp 2		flat firkant		Ni(CO)4,2-
sp 3 d		Heksaedrisk
sp 3 d 2 , d 2 sp 3		Oktaedral		SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

4. Elektrovalente, kovalente, donor-akseptor, hydrogenbindinger. Elektronisk struktur av σ- og π-bindinger. De viktigste egenskapene til en kovalent binding: bindingsenergi, lengde, bindingsvinkel, polaritet, polariserbarhet.

Hvis det mellom to atomer eller to grupper av atomer er en elektrostatisk interaksjon som fører til sterk tiltrekning og dannelse av en kjemisk binding, kalles en slik binding elektrovalent eller heteropolar.

kovalent binding- en kjemisk binding dannet av overlappingen av et par valenselektronskyer. De elektroniske skyene som gir kommunikasjon kalles felles elektronpar.

Donor-akseptor-binding - dette er en kjemisk binding mellom to atomer eller en gruppe atomer, utført på grunn av det ensomme elektronparet til ett atom (donor) og det frie nivået til et annet atom (akseptor). Denne bindingen skiller seg fra den kovalente bindingen i opprinnelsen til elektronbindingen.

Hydrogenbinding - dette er en type kjemisk interaksjon av atomer i et molekyl, karakterisert ved at et hydrogenatom, allerede bundet av en kovalent binding med andre atomer, tar en betydelig del i det

σ-bindingen er den første og sterkere bindingen som dannes når elektronskyer overlapper hverandre i retning av den rette linjen som forbinder atomsentrene.

σ-binding er de vanlige kovalente bindingene av karbonatomer med hydrogenatomer. Molekyler av mettede karboner inneholder bare σ-bindinger.

π-binding er en svakere binding som dannes når elektronplanet til atomene i kjernene overlapper

Elektronene til π- og σ-bindingene mister tilhørigheten til et bestemt atom.

Egenskaper ved σ- og π-bindinger: 1) rotasjonen av karbonatomer i et molekyl er mulig hvis de er forbundet med en σ-binding; 2) utseendet til en π-binding fratar karbonatomet i molekylet fri rotasjon.

Kommunikasjonslengde- er avstanden mellom sentrene til de bundne atomene.

Valensvinkel- er vinkelen mellom to bindinger som har et felles atom.

Kommunikasjonsenergi- energien som frigjøres under dannelsen av et kjemikalie. bindes og preges av sin styrke

Polaritet forbindelse skyldes ujevn fordeling av elektrontetthet på grunn av forskjeller i elektronegativiteten til atomer. På dette grunnlaget deles kovalente bindinger inn i ikke-polare og polare. Polariserbarhet bindingen uttrykkes i forskyvning av bindingselektroner under påvirkning av et eksternt elektrisk felt, inkludert en annen reagerende partikkel. Polariserbarheten bestemmes av elektronmobiliteten. Polariteten og polariserbarheten til kovalente bindinger bestemmer reaktiviteten til molekyler med hensyn til polare reagenser.

5. Ionebinding (elektrovalent) - en veldig sterk kjemisk binding dannet mellom atomer med stor forskjell i elektronegativitet, hvor det vanlige elektronparet overveiende går over til et atom med større elektronegativitet. Kovalent binding - oppstår på grunn av sosialisering av et elektronpar gjennom en utvekslingsmekanisme, når hvert av de interagerende atomene forsyner ett elektron. Donor-akseptorbinding (koordinasjonsbinding) er en kjemisk binding mellom to atomer eller en gruppe atomer, utført på grunn av det ensomme elektronparet til ett atom (donor) og den frie orbitalen til et annet atom (akseptor) Eksempel NH4 For forekomsten av hydrogenbindinger er det viktig at det er atomer i molekylene til et stoff hydrogenbindinger til små, men elektronegative atomer, for eksempel: O, N, F. Dette skaper en merkbar delvis positiv ladning på hydrogenatomene. På den annen side er det viktig at elektronegative atomer har enslige elektronpar. Når et elektronutarmet hydrogenatom av ett molekyl (akseptor) interagerer med et ikke-delt elektronpar på N-, O- eller F-atomet til et annet molekyl (donor), oppstår en binding som ligner på en polar kovalent binding. Når en kovalent binding dannes i molekylene til organiske forbindelser, fyller et vanlig elektronpar de bindende molekylorbitalene, som har lavere energi. Avhengig av formen til MO - σ-MO eller π-MO - blir de resulterende bindingene klassifisert som σ- eller p-type. σ-binding - en kovalent binding dannet ved å overlappe s-, p- og hybrid AO langs aksen som forbinder kjernene til de bundne atomene (dvs. med aksial overlapping av AO). π-binding - en kovalent binding som oppstår under den laterale overlappingen av ikke-hybrid p-AO. Slik overlapping skjer utenfor den rette linjen som forbinder atomkjernene.
π-bindinger oppstår mellom atomer som allerede er forbundet med en σ-binding (i dette tilfellet dannes dobbelt- og trippelkovalente bindinger). π-bindingen er svakere enn σ-bindingen på grunn av den mindre fullstendige overlappingen av p-AO. Den forskjellige strukturen til σ- og π-molekylære orbitaler bestemmer kjennetegnσ- og π-bindinger. 1.σ-binding er sterkere enn π-binding. Dette skyldes den mer effektive aksiale overlappingen av AO-er under dannelsen av σ-MO-er og tilstedeværelsen av σ-elektroner mellom kjernene. 2. Ved σ-bindinger er intramolekylær rotasjon av atomer mulig, siden formen til σ-MO tillater slik rotasjon uten å bryte bindingen (se anim. Bilde under)). Rotasjon langs en dobbel (σ + π) binding er umulig uten å bryte π-bindingen! 3. Elektroner på π-MO, som er utenfor det indre nukleære rommet, har større mobilitet enn σ-elektroner. Derfor er polariserbarheten til π-bindingen mye høyere enn for σ-bindingen.

De karakteristiske egenskapene til en kovalent binding - retningsbestemt, metning, polaritet, polariserbarhet - bestemmer kjemisk og fysiske egenskaper forbindelser.

Retningen til bindingen skyldes molekylstrukturen til stoffet og geometrisk form molekylene deres. Vinklene mellom to bindinger kalles bindingsvinkler.

Metning - atomenes evne til å danne et begrenset antall kovalente bindinger. Antall bindinger dannet av et atom er begrenset av antallet ytre atomorbitaler.

Polariteten til bindingen skyldes ujevn fordeling av elektrontettheten på grunn av forskjeller i elektronegativiteten til atomene. På dette grunnlag deles kovalente bindinger inn i ikke-polare og polare (ikke-polare - et diatomisk molekyl består av identiske atomer (H 2, Cl 2, N 2) og elektronskyene til hvert atom er fordelt symmetrisk i forhold til disse atomer; polar - et diatomisk molekyl består av atomer av forskjellige kjemiske elementer, og den generelle elektronskyen skifter mot ett av atomene, og danner derved en asymmetri i fordelingen av elektrisk ladning i molekylet, og genererer dipolmomentet til molekylet).

Polariserbarheten til en binding uttrykkes i forskyvningen av bindingselektroner under påvirkning av et eksternt elektrisk felt, inkludert det til en annen reagerende partikkel. Polariserbarheten bestemmes av elektronmobiliteten. Polariteten og polariserbarheten til kovalente bindinger bestemmer reaktiviteten til molekyler med hensyn til polare reagenser.

6.Nomenklatur er et regelverk som lar deg gi et unikt navn til hver enkelt forbindelse. For medisin er kunnskap om de generelle nomenklaturreglene av spesiell betydning, siden navnene på en rekke medisiner er bygget i samsvar med dem. Foreløpig generelt akseptert IUPAC systematisk nomenklatur(IUPAC - International Union of Pure and Applied Chemistry)*.

Imidlertid er de fortsatt bevart og mye brukt (spesielt innen medisin) triviell(vanlige) og semi-trivielle navn brukt allerede før materiens struktur ble kjent. Disse navnene kan gjenspeile naturlige kilder og metoder for tilberedning, spesielt merkbare egenskaper og bruksområder. For eksempel er laktose (melkesukker) isolert fra melk (fra lat. laktum- melk), palmitinsyre - fra palmeolje, pyrodruesyre oppnådd ved pyrolyse av vinsyre, navnet på glyserin gjenspeiler dens søte smak (fra gresk. glykys- søt).

Trivielle navn har spesielt ofte naturlige forbindelser - aminosyrer, karbohydrater, alkaloider, steroider. Bruken av noen etablerte trivielle og semi-trivielle navn er tillatt i henhold til IUPAC-reglene. Slike navn inkluderer for eksempel "glyserol" og navnene på mange kjente aromatiske hydrokarboner og deres derivater.

Rasjonell nomenklatur for mettede hydrokarboner

I motsetning til trivielle navn, er de basert på strukturen til molekyler. Titler komplekse strukturer består av navnet på blokkene til de radikalene som er knyttet til det viktigste stedet for molekylet i henhold til denne nomenklaturen, er alkaner betraktet som derivater av metan der hydrogenatomer er erstattet av de tilsvarende radikalene. Valget av metankarbon er vilkårlig, derfor kan 1 forbindelse ha flere navn I følge denne nomenklaturen regnes alkener som derivater av etylen og alkyn-acetylen.

7. Homologi av organiske forbindelsereller loven om homologer- består i at stoffer med samme kjemiske funksjon og samme struktur, som skiller seg fra hverandre på atomsammensetningen deres er bare nCH 2, de viser seg å være konsolidert og i all resten kjemikalier. karakter, og forskjellen i deres fysiske egenskaper øker eller endres generelt korrekt ettersom forskjellen i sammensetning, bestemt av antallet n CH 2 -grupper, øker. lignende forbindelser danner den såkalte. homologe serier, hvor atomsammensetningen av alle medlemmer kan uttrykkes generell formel avhengig av sammensetningen av det første medlemmet av serien og antall karbonatomer; organiske stoffer med ett navn, for eksempel alkaner.

Isomerer er forbindelser som har samme sammensetning, men forskjellige struktur og egenskaper.

8.Nucleofogelektrisk og elektroforiskogreaktanterents. Reagenser involvert i substitusjonsreaksjoner er delt inn i nukleofile og elektrofile. Nukleofile reagenser, eller nukleofile, gir elektronparet deres for å danne en ny binding og fortrenge den forlatende gruppen (X) fra RX-molekylet med elektronparet som dannet den gamle bindingen, for eksempel:

(hvor R er et organisk radikal).

Nukleofiler inkluderer negativt ladede ioner (Hal - , OH - , CN - , NO 2 - , OR - , RS - , NH 2 - , RCOO - og andre), nøytrale molekyler med et fritt elektronpar (for eksempel H 2 O , NH3, R3N, R2S, R3P, ROH, RCOOH), og organometalliske. R-Me-forbindelser med en tilstrekkelig polarisert C-Me+-binding, dvs. i stand til å være R-karbaniondonorer. Reaksjoner som involverer nukleofiler (nukleofil substitusjon) er hovedsakelig karakteristiske for alifatiske forbindelser, for eksempel hydrolyse (OH - , H 2 O), alkohollyse (RO - , ROH), acidolyse (RCOO - , RCOOH), aminering (NH - 2, NH 3, RNH 2, etc.), cyanidering (CN -), etc.

Elektrofile reagenser, eller elektrofiler, når en ny binding dannes, tjener som elektronparakseptorer og fortrenger den avgående gruppen i form av en positivt ladet partikkel. Elektrofiler inkluderer positivt ladede ioner (for eksempel H +, NO 2 +), nøytrale molekyler med elektronunderskudd, for eksempel SO 3, og høyt polariserte molekyler (CH 3 COO - Br +, etc.), og polarisering er spesielt effektivt oppnås ved kompleksdannelse med koeffisienter Lewis (Hal + - Hal - A, R + - Cl - A, RCO + - Cl - A, hvor A \u003d A1C1 3, SbCl 5, BF 3, etc.). Reaksjoner som involverer elektrofiler (elektrofil substitusjon) inkluderer de viktigste reaksjonene av aromatiske hydrokarboner (for eksempel nitrering, halogenering, sulfonering, Friedel-Crafts-reaksjonen):

(E + \u003d Hal +, NO + 2, RCO +, R +, etc.)

I visse systemer utføres reaksjoner som involverer nukleofiler i den aromatiske serien, og reaksjoner som involverer elektrofiler utføres i den alifatiske serien (oftest i serien av organometalliske forbindelser).

53. interaksjon av oksoforbindelser med organometaller (keton eller aldehyd pluss organometaller)

Reaksjoner er mye brukt for å oppnå alkoholer. Når et Grignard-reagens (R-MgX) tilsettes formaldehyd, dannes en primær alkohol, et annet aldehyd er sekundært, og ketoner er tritiære alkoholer

STATS SELVSTILLENDE UTDANNINGSINSTITUTION

VIDEREGÅENDE YRKESUTDANNING I REGION NOVOSIBIRSK

"KUPINSKY MEDICAL COLLEGE"

VERKTØYSETT

« »

til selvstendig arbeid studenter

i kjemi

Seksjon: Organisk kjemi

Tema: Faget organisk kjemi.

Teori om strukturen til organiske forbindelser

Spesialitet: 34.02.01 "Sykepleie" 1 kurs

Kupino

2015 studieår

Behandlet på møtet

emne - syklisk metodologisk kommisjon vedr

allmennpedagogiske disipliner, generell humanitær og

sosioøkonomisk, matematisk

og naturvitenskapelig syklus

Protokoll fra 2015

Formann ______________ /__________________/

Vede Irina Viktorovna

Forklarende merknad til metodeveiledningen

Verktøysett ment for dybdestudie Emner « Typer karbonatomhybridisering ».

Praksis viser at mange studenter synes det er vanskelig å bestemme typer hybridisering av karbonatomer og typer kjemiske bindinger i studiet av organiske forbindelser.

Hensikten med håndboken er å hjelpe elevene å lære å identifisere typene hybridisering av karbonatomer og typene kjemiske bindinger i organiske forbindelser.Denne manualen anbefales for 1.årsstudenter av spesialiteten 34.02.01 Sykepleie. Manualen inneholder teoretisk materiale om temaet, tabeller for systematisering av kunnskap, øvelser for selvstendig arbeid og detaljerte svar for hver av oppgavene.

Manualen er rettet mot å utvikle ferdighetene til selvstendig arbeid med undervisningsmateriell, søk og bruk av informasjon, dannelse og utvikling kreativitet, økt interesse for faget.

Jeg er alltid klar til å lære

men jeg liker det ikke alltid

når de lærer meg

W. Churchill

Typer karbonatomhybridisering

Den elektroniske strukturen til karbonatomet i grunntilstanden er 1s 2 2s 2 2p 2, det er to uparrede elektroner på p-orbitalene på 2. nivå. Dette gjør at karbonatomet kan danne bare to kovalente bindinger ved utvekslingsmekanismen. Men i alle organiske forbindelser danner karbon fire kovalente bindinger, noe som blir mulig som et resultat av hybridisering av atomorbitaler.

Hybridisering er samspillet mellom atomorbitaler med nære energiverdier, ledsaget av dannelsen av nye "hybride" orbitaler.

Hybridisering er en prosess som krever energikostnader, men disse kostnadene blir mer enn oppveid av energien som frigjøres under dannelsen mer kovalente bindinger. de resulterende "hybride" orbitalene er formet som en asymmetrisk manual og skiller seg kraftig fra de opprinnelige orbitalene til karbonatomet.

Tre typer hybridisering er mulig for et karbonatom: sp 3 -hybridisering- samvirkende orbitaler er vist med blå piler:

sp 2 -hybridisering:

sp hybridisering:

Hybride orbitaler av karbonatomet er i stand til å delta i dannelsen av bare -bindinger, p-orbitaler upåvirket av hybridisering danner kun -bindinger. Det er denne funksjonen som bestemmer den romlige strukturen til molekylene til organiske stoffer.

Hybridisering
atomorbitaler av karbon

En kovalent kjemisk binding dannes ved bruk av vanlige bindingselektronpar av typen:

Dann en kjemisk binding, dvs. bare uparrede elektroner kan lage et felles elektronpar med et "fremmed" elektron fra et annet atom. Når du skriver elektroniske formler, er uparrede elektroner plassert en etter en i orbitalcellen.
atomorbital er en funksjon som beskriver tettheten til elektronskyen ved hvert punkt i rommet rundt kjernen til et atom. En elektronsky er et område i rommet der et elektron kan bli funnet med stor sannsynlighet.
For avtale elektronisk struktur karbonatom og valensen til dette elementet bruker konseptet eksitasjon av karbonatomet. I normal (ueksitert) tilstand har karbonatomet to uparede 2 R 2 elektroner. I en opphisset tilstand (når energi absorberes) en av 2 s 2-elektroner kan gå til fri R-orbital. Da vises fire uparrede elektroner i karbonatomet:

Husk det i elektronisk formel atom (for eksempel for karbon 6 C - 1 s 2 2s 2 2s 2) store tall foran bokstavene - 1, 2 - indikerer nummeret på energinivået. Bokstaver s og R angir formen på elektronskyen (orbitalene), og tallene til høyre over bokstavene angir antall elektroner i en gitt orbital. Alle s- sfæriske orbitaler:

På det andre energinivået bortsett fra 2 s- Det er tre orbitaler 2 R-orbitaler. Disse 2 R-orbitaler har en ellipsoid form, som ligner på manualer, og er orientert i rommet i en vinkel på 90 ° til hverandre. 2 R- Orbitaler angir 2 R X , 2R y og 2 R z i henhold til aksene som disse orbitalene er plassert langs.

Form og orientering
p-elektron orbitaler

Når kjemiske bindinger dannes, får elektronorbitaler seg samme form. Ja, inn mettede hydrokarboner blandet en s-orbital og tre R-orbitaler av et karbonatom for å danne fire identiske (hybrid) sp 3-orbitaler:

det - sp 3 - hybridisering.
Hybridisering– justering (blanding) av atomorbitaler ( s og R) med dannelsen av nye atomorbitaler, kalt hybrid orbitaler.

Fire sp 3 hybrid orbitaler
karbonatom

Hybride orbitaler har en asymmetrisk form, langstrakt mot det festede atomet. Elektronskyer frastøter hverandre og er plassert i verdensrommet så langt fra hverandre som mulig. Samtidig er aksene til fire sp 3-hybrid orbitaler vise seg å være rettet mot toppene av tetraederet (vanlig trekantet pyramide).
Følgelig er vinklene mellom disse orbitalene tetraedriske, lik 109°28".
Toppen av elektronorbitaler kan overlappe med orbitaler til andre atomer. Hvis elektronskyer overlapper langs en linje som forbinder atomsentrene, kalles en slik kovalent binding sigma( )-knytte bånd. For eksempel, i et C 2 H 6-etanmolekyl, dannes en kjemisk binding mellom to karbonatomer ved å overlappe to hybridorbitaler. Dette er en sammenheng. I tillegg kommer hvert av karbonatomene med sine tre sp 3-orbitaler overlapper med s-orbitaler av tre hydrogenatomer, som danner tre -bindinger.

Ordning med overlappende elektronskyer
i etanmolekylet

Det er tre muligheter for et karbonatom. valenstilstander Med annen type hybridisering. Unntatt sp 3-hybridisering eksisterer sp 2 - og sp-hybridisering.
sp 2 -Hybridisering- blande en s- og to R-orbitaler. Som et resultat, tre hybrid sp 2 -orbitaler. Disse sp 2 -orbitaler er plassert i samme plan (med akser X, på) og er rettet mot hjørnene i trekanten med en vinkel mellom orbitalene på 120°. uhybridisert
R-orbital er vinkelrett på planet til de tre hybridene sp 2 orbitaler (orientert langs aksen z). Øvre halvdel R-orbitaler er over planet, den nedre halvdelen er under planet.
Type av sp 2-hybridisering av karbon skjer i forbindelser med dobbeltbinding: C=C, C=O, C=N. Dessuten kan bare én av bindingene mellom to atomer (for eksempel C=C) være en binding. (De andre bindingsorbitalene til atomet er rettet i motsatte retninger.) Den andre bindingen dannes som et resultat av overlapping av ikke-hybrid R-orbitaler på begge sider av linjen som forbinder atomkjernene.

Orbitaler (tre sp 2 og en p)
karbonatom i sp 2 hybridisering

Kovalent binding dannet ved lateral overlapping R-orbitaler av nabokarbonatomer kalles pi( )-knytte bånd.

utdanning
- kommunikasjon

På grunn av mindre overlapping av orbitaler er -bindingen mindre sterk enn -bindingen.
sp-Hybridisering er en blanding (tilpasning i form og energi) av en s- og en
R-orbitaler med dannelse av to hybrider sp-orbitaler. sp- Orbitaler er plassert på samme linje (i en vinkel på 180 °) og rettet i motsatte retninger fra kjernen til karbonatomet. To
R-orbitaler forblir uhybridiserte. De er plassert vinkelrett på hverandre.
veibeskrivelse - tilkoblinger. På bildet sp-orbitaler er vist langs aksen y, og de uhybridiserte to
R-orbitaler - langs aksene X og z.

Atomorbitaler (to sp og to p)
karbon i tilstanden sp-hybridisering

Trippelkarbon-karbonbindingen CC består av en -binding som oppstår ved overlapping
sp-hybride orbitaler, og to -bindinger.
Forholdet mellom slike parametere for karbonatomet som antall festede grupper, typen hybridisering og typene kjemiske bindinger som dannes, er vist i tabell 4.

Kovalente bindinger av karbon

Antall grupper
i slekt
med karbon

Type av
hybridisering

Typer
deltar
kjemiske bindinger

Eksempler på sammensatte formler

sp 3

Fire - kommunikasjon

sp 2

Tre - kommunikasjon og
en er tilkobling

sp

To - kommunikasjon
og to tilkoblinger

H-CC-H

Øvelser.

1. Hvilke elektroner i atomer (for eksempel karbon eller nitrogen) kalles uparede?

2. Hva betyr begrepet "delte elektronpar" i forbindelser med en kovalent binding (f.eks. CH 4 eller H 2 S )?

3. Hva er de elektroniske tilstandene til atomer (f.eks. FRA eller N ) kalles basic, og hvilke er begeistret?

4. Hva betyr tallene og bokstavene i den elektroniske formelen til et atom (f.eks. FRA eller N )?

5. Hva er en atomorbital? Hvor mange orbitaler er det i det andre energinivået til et atom FRA og hvordan er de forskjellige?

6. Hva er forskjellen mellom hybridorbitaler og de opprinnelige orbitalene de ble dannet av?

7. Hvilke typer hybridisering er kjent for karbonatomet og hva er de?

Svar på øvelser

1. Elektroner som er én per orbital kalles uparrede elektroner. For eksempel, i elektrondiffraksjonsformelen til et eksitert karbonatom, er det fire uparrede elektroner, og nitrogenatomet har tre:

2. To elektroner som deltar i dannelsen av én kjemisk binding kalles et felles elektronpar. Vanligvis, før dannelsen av en kjemisk binding, tilhørte ett av elektronene i dette paret ett atom, og det andre elektronet tilhørte et annet atom:

3. Den elektroniske tilstanden til et atom, der rekkefølgen for fylling av elektroniske orbitaler observeres: 1s 2, 2s 2, 2p 2, 3s 2, 3p 2, 4s 2, 3d 2, 4p 2, etc., kalles bakken stat. I en eksitert tilstand okkuperer et av valenselektronene til et atom en fri orbital med høyere energi, en slik overgang er ledsaget av separasjon av sammenkoblede elektroner. Skjematisk er det skrevet slik:

Mens det i grunntilstanden bare var to valens uparrede elektroner, er det i eksitert tilstand fire slike elektroner.

5. En atomorbital er en funksjon som beskriver tettheten til en elektronsky ved hvert punkt i rommet rundt kjernen til et gitt atom. Det er fire orbitaler på det andre energinivået til karbonatomet - 2s, 2p x, 2p y, 2p z. Disse orbitalene er:
a) formen på elektronskyen (s er en ball, p er en manual);
b) p-orbitaler har forskjellig orientering i rommet - langs innbyrdes vinkelrette akser x, y og z, er de betegnet p x, p y, p z.

6. Hybride orbitaler skiller seg fra de opprinnelige (ikke-hybride) orbitalene i form og energi. For eksempel er s-orbital formen av en kule, p er en symmetrisk åttefigur, sp-hybrid orbital er en asymmetrisk åttefigur.
Energiforskjeller: E(r)< E(sр) < E(р). Таким образом, sp-орбиталь – усредненная по форме и энергии орбиталь, полученная смешиванием исходных s- и p-орбиталей.

7. Tre typer hybridisering er kjent for karbonatomet: sp 3 , sp 2 og sp (se teksten til leksjon 5).

9. -binding - en kovalent binding dannet ved frontal overlapping av orbitaler langs en linje som forbinder sentrene til atomer.
-binding - en kovalent binding dannet av lateral overlapping av p-orbitaler på begge sider av linjen som forbinder atomsentrene.
- Bindinger vises med andre og tredje linje mellom de tilkoblede atomene.

10.