Визначення гібридизації прикладів. Гібридизація атомних орбіталей

Загальна та БІОорганічна хімія

(конспект лекцій)

Частина 2. Органічна хімія

Для студентів 1 курсу медичного факультету спеціальності «Стоматологія»

Видавництво Російського університету дружби народів,

У т в е р д д о н о

РІС Вченої ради

Російського університету дружби народів

Ковальчукова О.В., Авраменко О.В.

Загальна та біоорганічна хімія (конспект лекцій). Органічна хімія. Для студентів 1 курсу медичного факультету спеціальності "Стоматологія". М: Вид-во РУДН, 2010. 108 с.

Конспект лекцій для студентів 1 курсу медичного факультету спеціальності «Стоматологія». Складено відповідно до програми курсу "Загальна та біоорганічна хімія".

Підготовлено на кафедрі загальної хімії.

ВСТУП

Біоорганічна хімія – розділ хімії, який тісно пов'язаний із такими спеціальними дисциплінами медичних факультетіввузів, як біохімія, фармакологія, фізіологія, молекулярна біологія. Вона є областю науки, що вивчає будову та механізми функціонування біологічно активних молекул з позицій та уявлень органічної хімії, що визначає закономірності у взаємозв'язку будови та реакційної здатностіорганічних сполук.

Основну увагу в цьому курсі лекцій приділено класифікації органічних сполук за будовою вуглецевого скелета та природи функціональних груп, закономірностям, що пов'язують хімічні будову органічних молекул з характером їх реакційних центрів, зв'язку їх електронної та просторової будови з механізмами хімічних перетворень.

ТЕОРІЯ ХІМІЧНОГО БУДУВАННЯ ОРГАНІЧНИХ СПОЛУК

Органічні сполуки– це сполуки вуглецю (крім найпростіших), у яких він виявляє валентність IV.

Органічна хімія– це хімія вуглеводнів та їх похідних.

Атом вуглецю в органічні сполукизнаходиться в збудженому стані і має чотири неспарені електрони:

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

Атом вуглецю в збудженому стані здатний:

1) утворювати міцні зв'язки з іншими атомами вуглецю, що призводить до формування ланцюгів та циклів;

2) внаслідок різного типу гібридизації орбіталей формувати прості, подвійні та потрійні зв'язки між атомами вуглецю та з іншими атомами (H, O, N, S, P та ін.);

3) з'єднуватись з чотирма різними атомами, що призводить до утворення розгалужених вуглецевих ланцюжків.

Типи гібридизації атома вуглецю в органічних сполуках

sp 3 – гібридизація

Усі чотири валентні орбіталі беруть участь у гібридизації. Валентний кут 109 про 28 (тетраедр). Атоми вуглецю утворюють лише прості (σ) зв'язки – насичена сполука.

sp 2 – гібридизація

Утворюються три гібридні та одна негібридна орбіталь. Валентний кут 120 о (плоскі структури, правильний трикутник). Гібридні орбіталі утворюють зв'язку. Негібридні орбіталі утворюють p-зв'язки. sp 2-Гібридизація характерна для ненасичених з'єднань з одним p - зв'язком.

sp – гібридизація

Утворюються дві гібридні та дві негібридні орбіталі. Валентний кут 180 о (лінійні структури). Атом вуглецю в стані sp-гібридизації бере участь в утворенні двох подвійних зв'язків або одного потрійного зв'язку

Теорія будови органічних сполуксформульована у 1861 р А.М. Бутлеровим і включає такі положення:

1. Усі атоми, що входять до складу молекули, пов'язані між собою в строго певній послідовності відповідно до їх валентностей. Порядок з'єднання атомів у молекулу зумовлює її хімічна будова .

2. Властивості органічних сполук залежать як від якісного і кількісного складу речовин, а й від порядку їх сполуки (хімічної будови молекули).

3. Атоми в молекулі надають взаємний впливдруг на друга, тобто. властивості груп атомів у молекулі можуть змінюватись залежно від природи інших атомів, що входять до складу молекули. Група атомів, що визначає Хімічні властивостіорганічних молекул, носить назву функціональна група .

4. Кожна органічна сполука має лише одну хімічну формулу. Знаючи хімічну формулу, можна передбачити властивості сполуки, а вивчаючи практично його властивості, встановити хімічну формулу.

Органічна молекула

Типи вуглецевого скелета:

Ациклічний:

· Розгалужений;

· Нормальний (лінійний).

Циклічний:

· Карбоциклічний (цикл тільки з атомів вуглецю);

· гетероциклічний (крім атомів вуглецю до циклу входять деякі інші атоми – азоту, кисню, сірки).

Типи атомів вуглецю у вуглеводневому ланцюгу:

Н 3 С-СН 2 -СН-С-СН 3

Первинні атоми вуглецю (з'єднані в ланцюзі лише з одним атомом вуглецю, є кінцевим);

Вторинний атом вуглецю (з'єднаний з двома сусідніми атомами вуглецю, що знаходиться в середині ланцюга);

Третичний атом вуглецю (знаходиться на розгалуженні вуглецевого ланцюга, з'єднаний із трьома атомами вуглецю);

Четвертичний атом вуглецю (немає інших заступників, крім атомів вуглецю).

Функціональна група- Спеціальна група атомів, яка визначає хімічні властивості сполук.

Приклади функціональних груп:

-ВІН-гідроксильна група (спирти, феноли);

С=О– карбонільна група (кетони, альдегіди);

З- карбоксильна група ( карбонові кислоти);

-NH 2 –аміногрупа (аміни);

-SH -тіольна група (тіоспирти)

органічна сполука

склад

властивості

хімічна будова

Атоми, що входять до складу органічної сполуки можуть по-різному з'єднуватися в молекули. Наприклад, сполуки складу С2Н6О може відповідати дві хімічні сполуки, що мають різні фізичні та хімічні властивості:

складорганічної сполуки – число атомів різних елементівщо входять до його молекули. Ізоміри– сполуки, що мають однаковий склад, але різна хімічна будова. Ізомери мають різні хімічні властивості.

Типи ізомерії

СТРУКТУРНА ІЗОМЕРІЯ

Ізомерія вуглецевого ланцюга:

Ізомерія положення кратних зв'язків:

Міжкласова ізомерія:

СТЕРЕОІЗОМЕРІЯ

Геометрична(просторова, цис-транс-ізомерія з'єднань з подвійними зв'язками):


цис-бутен-2	транс-бутен-2

Геометрична ізомерія можлива в тому випадку, якщо кожен із атомів вуглецю, що бере участь у освіті подвійного зв'язку, має різні заступники. Так, для бутена-1 СН 2 =СН-СН 2 -СН 3 геометрична ізомерія неможлива, так як один з атомів вуглецю при подвійному зв'язку має два однакових заступники (атоми водню).

Геометрична(просторова, цис-транс-ізомерія циклічних граничних сполук):

Геометрична ізомерія можлива в тому випадку, якщо хоча б два атоми вуглецю, що утворюють цикл, мають різні замісники.

Оптична:

Оптична ізомерія – вид стереоізомерії, зумовлений хіральністю молекул. У природі є сполуки, які співвідносяться як дві руки однієї людини. Однією з властивостей цих сполук є їхня несумісність зі своїм дзеркальним відображенням. Ця властивість називається хіральністю (від грец. « з heir»- Рука).

Оптична активність молекул виявляється при дії ними поляризованого світла. Якщо через розчин оптично активної речовинипропустити поляризований промінь світла, то станеться обертання площини його поляризації. Оптичні ізомери позначають, використовуючи префікси d-

У 1930 р. Слейтером і Л. Полінгом була розвинена теорія утворення ковалентного зв'язку за рахунок перекриття електронних орбіталей - метод валентних зв'язків. В основі цього методу лежить метод гібридизації, який описує утворення молекул речовин за рахунок змішування гібридних орбіталей (змішуються не електрони, а орбіталі).

ВИЗНАЧЕННЯ

Гібридизація- Змішування орбіталей і вирівнювання їх за формою та енергії. Так, при змішуванні s-і p-орбіталей отримуємо тип гібридизації sp, s-і 2-х p-орбіталей - sp 2, s-і 3-х p-орбіталей - sp 3 . Існують інші типи гібридизації, наприклад, sp 3 d, sp 3 d 2 і більш складні.

Визначення типу гібридизації молекул із ковалентним зв'язком

Визначити тип гібридизації можна тільки для молекул з ковалентним зв'язкомтипу АВ n , де n більше чи одно двом, А – центральний атом, У – ліганд. У гібридизацію вступають лише валентні орбіталі центрального атома.

Визначимо тип гібридизації з прикладу молекули BeH 2 .

Спочатку записуємо електронні конфігураціїцентрального атома та ліганду, малюємо електронно-графічні формули.

Атом берилію (центральний атом) має вакантні 2p-орбіталі, тому щоб прийняти по одному електрону від кожного атома водню (ліганд) для утворення молекули BeH 2 йому необхідно перейти в збуджений стан:

Утворення молекули BeH 2 відбувається за рахунок перекриття валентних орбіталей атома Be

* червоним кольором позначені електрони водню, чорним – берилію.

Тип гібридизації визначають за тим, які орбіталі перекрилися, тобто молекула BeH 2 знаходиться в sp - гібридизації.

Крім молекул складу AB n методом валентних зв'язків можна визначити тип гібридизації молекул з кратними зв'язками. Розглянемо з прикладу молекули етилену C 2 H 4 . У молекулі етилену кратна подвійна зв'язок, яка утворена і зв'язками. Щоб визначити гібридизацію, записуємо електронні конфігурації та малюємо електронно-графічні формули атомів, що входять до складу молекули:

6 C 2s 2 2s 2 2p 2

У атома вуглецю є ще одна вакантна p-орбіталь, отже, щоб прийняти 4 атоми водню, йому необхідно перейти в збуджений стан:

Одна p-орбіталь необхідна для утворення зв'язку (виділена червоним кольором), оскільки зв'язок утворюється за рахунок перекривання «чистих» (негібридних) p — орбіталей. Інші валентні орбіталі йдуть у гібридизацію. Таким чином, етилен знаходиться в гібридизації sp 2 .

Визначення геометричної структури молекул

Геометричну структуру молекул, а також катіонів та аніонів складу АВ n можна за допомогою методу Гіллеспі. В основі цього – валентні пари електронів. На геометричну структуру впливають як електрони, що у освіті хімічного зв'язку, а й неподілені електронні пари. Кожну неподілену пару електронів методом Гіллеспі позначають Е, центральний атом – А, ліганд – У.

Якщо неподілених електронних пар немає, склад молекул може бути АВ 2 ( лінійна структурамолекули), АВ 3 (структура плоского трикутника), АВ4 (тетраедрична структура), АВ 5 (структура тригональної біпіраміди) та АВ 6 (октаедрична структура). Від базисних структур можна отримати похідні, якщо замість ліганду з'являється неподілена електронна пара. Наприклад: АВ3Е (пірамідальна структура), АВ2Е2 (кутова структура молекули).

Щоб визначити геометричну структуру (будову) молекули, необхідно визначити склад частинки, для чого обчислюють кількість неподілених електронних пар (НЕП):

НЕП = ( загальне числовалентних електронів - число електронів, що пішли на освіту зв'язку з лігандами) / 2

На зв'язок з H, Cl, Br, I, F йде по 1-му електрону від А, на зв'язок з O - по 2 електрони, а на зв'язок з N - по 3 електрони від центрального атома.

Розглянемо з прикладу молекули BCl 3 . Центральний атом - B.

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

НЕП = (3-3)/2 = 0, отже неподілених електронних пар немає і молекула має структуру АВ 3 – плоский трикутник.

Детально геометрична будова молекул різного складу представлена у табл. 1.

Таблиця 1. Просторова будова молекул

Формула молекули	Тип гібридизації	Тип молекули	Геометрія молекули
			лінійна
			трикутна

			тетраедр
			тригональна піраміда

			тригональна біпіраміда
			дисфеноїд
			Т-подібна
			лінійна

			квадратна піраміда

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Завдання	Визначте за допомогою методу валентних зв'язків тип гібридизації молекули метану (CH 4) та його геометричну структуру за методом Гіллеспі
Рішення	6 З 2s 2 2s 2 2p 2

Найчастіше зустрічаються гібридизації sp, sp 2 sp 3 і sp 3 d 2 . Кожному типу гібридизації відповідає певне просторова будовамолекули речовини.

sp-гібридизація. Цей тип гібридизації спостерігається при утворенні атомом двох зв'язків за рахунок електронів, що знаходяться на s-орбіталі та на одній p-орбіталі (одного й того ж енергетичного рівня). При цьому утворюються дві гібридні q-орбіталі, спрямовані в протилежні сторонипід кутом 180º (рис. 22).

Рис. 22. Схема sp-гібридизації

При sp-гібридизації утворюються лінійні триатомні молекули типу АВ 2 де А - центральний атом, у якого відбувається гібридизація, а В - приєднані атоми, у яких гібридизація не відбувається. Такі молекули утворюються атомами берилію, магнію, а також атомами вуглецю в ацетилені (С 2 Н 2) та в вуглекислому газі(З 2).

Приклад 5.Поясніть хімічний зв'язок у молекулах ВеН 2 та ВеF 2 та будову цих молекул.

Рішення.Атоми берилію в нормальному станіне утворюють хімічних зв'язків, т.к. немає неспарених електронів (2s 2). У збудженому стані (2s 1 2p 1) електрони знаходяться на різних орбіталях, тому при утворенні зв'язків відбувається sp-гібридизація за схемою, наведеною на рис. 22. До двох гібридних орбіталів приєднуються два атоми водню або фтору, як показано на рис. 23.

1) 2)

Рис. 23. Схема утворення молекул ВеН 2 (1) та ВеF 2 (2)

Утворені молекули – лінійні, валентний кут 180 º.

Приклад 6.За експериментальними даними молекула СО 2 – лінійна, причому, обидва зв'язки вуглецю з киснем однакові за довжиною (0,116 нм) та енергії (800 кДж/моль). Як пояснюються ці дані?

Рішення. Ці дані молекулу діоксиду вуглецю пояснює наступна модель її освіти.

Атом вуглецю утворює зв'язки у збудженому стані, при якому він має чотири неспарені електрони: 2s 1 2p 3 . При утворенні зв'язків відбувається sp-гібридизація орбіталей. Гібридні орбіталі спрямовані по прямій лінії в протилежні сторони від ядра атома, а дві чисті (негібридні) p-орбіталі, що залишилися, розташовуються перпендикулярно один до одного і до гібридних орбіталів. Всі орбіталі (гібридні та негібридні) містять по одному неспареному електрону.

Кожен атом кисню, що має два неспарені електрони на двох взаємно перпендикулярних p-орбіталях, приєднується до атома вуглецю s-зв'язком і p-зв'язком: s-зв'язок утворюється за участю гібридної орбіталі вуглецю, а p-зв'язок утворюється перекриттям чистих p-орбіта та кисню. Утворення зв'язків у молекулі 2 показано на рис. 24.

Рис. 24. Схема утворення молекули СО 2

Кратність зв'язку, що дорівнює двом, пояснює велику міцність зв'язку, а sp-гібридизація – лінійну будову молекули.

Змішування однієї s-і двох p-орбіталей називається sp 2 -гібридизацією. При цій гібридизації утворюються три рівноцінні q-орбіталі, розташовані в одній площині під кутом 120º (рис. 25).

Рис. 25. Схема sp 2 -гібридизації

Молекули типу АВ 3, що утворюються при цій гібридизації, мають форму плоского. правильного трикутниказ атомами А у центрі та атомами В у його вершинах. Така гібридизація відбувається в атомах бору та інших елементів третьої групи та в атомах вуглецю в молекулі С 2 Н 4 та в іоні 3 2- .

Приклад 7.Поясніть утворення хімічних зв'язків у молекулі ВН 3 та її будову.

Рішення.Експериментальні дослідження свідчать, що в молекулі ВН 3 всі три зв'язки В–Н розташовані в одній площині, кути між зв'язками дорівнюють 120º. Ця будова молекули пояснюється тим, що в атомі бору в збудженому стані поєднуються валентні орбіталі, заселені неспареними електронами (2s 1 2p 2) і він утворює зв'язки sp 2 -гібридними орбіталями. Схема молекули ВН 3 наведено на рис. 26.

Рис. 26. Схема утворення молекули ВН 3

Якщо в гібридизації беруть участь одна s-і три p-орбіталі ( sp 3 -гібридизація), то результаті утворюються чотири гібридні орбіталі, спрямованість до вершин тетраедра, тобто. орієнтовані під кутами 109º28¢ (~109,5º) один до одного. Утворені молекули мають тетраедричну будову. Гібридизацією цього пояснюється будова граничних вуглеводнів, сполук вуглецю з галогенами, багатьох сполук кремнію, катіону амонію NH 4 + та інших. Класичним прикладомцією гібридизації є молекула метану CH 4 (рис. 27)

Рис. 27. Схема утворення хімічних зв'язків у молекулі СН 4

Якщо в гібридизації беруть участь одна s-, три p-і дві d-орбіталі ( sp 3 d 2 - гібридизація), то з'являються шість гібридних орбіталей, напрямлених до вершин октаедра, тобто. орієнтованих під кутами 90 º один до одного. Утворені молекули мають октаедричну будову. Гібридизацією цього типу пояснюється будова сполук сірки, селену і телуру з галогенами, наприклад SF 6 і SeF 6 і багатьох комплексних іонів: 2-, 3- і т.д. На рис. 28 показано утворення молекули сірки гексафториду.

Рис. 28. Схема молекули SF 6

Хімічні зв'язки за участю гібридних орбіталей вирізняються великою міцністю. Якщо енергію s-зв'язку, утворену «чистими» s-орбіталями, прийняти за одиницю, то енергія зв'язку при sp-гібридизації дорівнюватиме 1,43, при sp 2 -гібридизації 1,99, при sp 3 -гібридизації 2,00, а при sp 3 d 2 -гібридизації 2,92. Збільшення міцності зв'язків пояснюється повнішим перекриттям гібридних орбіталей з негібридними при утворенні хімічного зв'язку.

Крім розглянутих типів гібридизації, хімічних сполукзустрічаються гібридизації sp 2 d, sp 3 d, sp 3 d 3 sp 3 d 3 та інші. При sp 2 d-гібридизації молекули та іони мають квадратну формупри sp 3 d-гібридизації – форму тригональної біпіраміди і при sp 3 d 3 -гібридизації – пентагональної біпіраміди. Інші типи гібридизації трапляються рідко.

Приклад 8.Наведено рівняння двох схожих реакцій:

1) CF 4 + 2HF = H 2 CF 6; 2) SiF 4 + 2HF = H 2 SiF 6

Яка їх неможлива з погляду утворення хімічних зв'язків?

Рішення.Для утворення H 2 CF 6 необхідна sp 3 d 2 -гібридизація, але в атомі вуглецю валентні електрони знаходяться на другому енергетичному рівніна якому немає d-орбіталей. Тому перша реакція у принципі неможлива. Друга реакція можлива, тому що sp 3 d 2 -гібридизація у кремнію можлива.

Гібридизація- Вирівнювання (змішування) атомних орбіталей ( sі р) з утворенням нових атомних орбіталейзваних гібридними орбіталями.

Атомна орбіталь– це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожній точці простору навколо ядра атома. Електронна хмара – це область простору, в якій з високою ймовірністю може бути знайдений електрон

Sp-гібридизація

Відбувається при змішуванні однієї s-і однієї p-орбіталей. Утворюються дві рівноцінні sp-атомні орбіталі, які розташовані лінійно під кутом 180 градусів і направлені в різні боки від ядра центрального атома. Дві негібридні p-орбіталі, що залишилися, розташовуються у взаємно перпендикулярних площинах і беруть участь в утворенні π-зв'язків, або займаються неподіленими парами електронів.

Sp2-гібридизація

Відбувається при змішуванні однієї s-і двох p-орбіталей. Утворюються три гібридні орбіталі з осями, розташованими в одній площині та спрямованими до вершин трикутника під кутом 120 градусів. Негібридна p-атомна орбіталь перпендикулярна до площини і, як правило, бере участь в утворенні π-зв'язків

У таблиці наведено приклади відповідності найбільш поширених типів гібридизації та геометричної структури молекул у припущенні, що всі гібридні орбіталі беруть участь в утворенні хімічних зв'язків (відсутні неподілені електронні пари)

Тип гібридизації	Число гібридних орбіталей	Геометрія	Структура	Приклади
		Лінійна		BeF 2 , CO 2 , NO 2 +
sp 2		Трикутна		BF 3 , NO 3 - , CO 3 2-
sp 3		Тетраедрична		CH 4 , ClO 4 - , SO 4 2- , NH 4 +
dsp 2		Плоскоквадратна		Ni(CO) 4 , 2-
sp 3 d		Гексаедричні
sp 3 d 2 , d 2 sp 3		Октаедрична		SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

4. Електровалентний, ковалентний, донорно-акцепторний, водневий зв'язок. Електронна будова σ та π зв'язку. Основні характеристики ковалентного зв'язку: енергія зв'язку, довжина, валентний кут, полярність, поляризованість.

Якщо між двома атомами або двома групами атомів має місце електростатична взаємодія, що призводить до сильного тяжіння та утворення хімічного зв'язку, то такий зв'язок називається електровалентної чи гетерополярної.

Ковалентний зв'язок- хімічний зв'язок, утворений перекриттям пари валентних електронних хмар. Електронні хмари, що забезпечують зв'язок, називається загальною електронною парою.

Донорно-акцепторний зв'язок - це хімічний зв'язок між двома атомами або групою атомів, що здійснюється за рахунок неподіленої пари електронів одного атома (донора) та вільного рівня іншого атома (акцептора). Цей зв'язок відрізняється від ковалентного зв'язку походженням електронного зв'язку.

Водневий зв'язок -це вид хімічного взаємодії атомів в молекулі відрізняється тим, що істотну участь у ньому бере атом водню, вже пов'язаний ковалентним зв'язком з іншими атомами

σ зв'язок-це перший і більш міцний зв'язок, який утворюється при перекриванні електронних хмар у напрямку прямий, що з'єднує центри атомів.

σ зв'язок-це звичайні ковалентні зв'язки атомів вуглецю з атомами водню. Молекули граничних вуглеців містять лише зв'язку.

π зв'язок це менш міцний зв'язок, який утворюється при перекриванні електронних площин атомів ядер

Електрони π та σ зв'язку втрачають свою приналежність до певного атома.

Особливості σ і π зв'язку: 1)обертання атомів вуглецю в молекулі можлива у випадку, якщо вони з'єднані σ зв'язком 2)поява π зв'язку позбавляє атома вуглецю в молекулі у вільного обертання.

Довжина зв'язку- це відстань між центрами зв'язаних атомів.

Валентний кут- це кут між двома зв'язками, що має загальний атом.

Енергія зв'язку- енергія, що виділяється при освіті хім. зв'язку і міцність, що її характеризується

Полярність зв'язку зумовлена нерівномірним розподілом електронної густини внаслідок відмінностей в електронегативності атомів. За цією ознакою ковалентні зв'язки поділяються на неполярні та полярні. Поляризованість зв'язку виражається у зміщенні електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, в тому числі й іншої частинки, що реагує. Поляризуемість визначається рухливістю електронів. Полярність і поляризованість ковалентних зв'язків визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.

5. Іонний зв'язок (електровалентний)-дуже міцна хімічна зв'язок, що утворюється між атомами з великою різницею електронегативності, при якій загальна електронна пара переходить переважно до атома з більшою електронегативністю. Ковалентний зв'язок – виникає за рахунок усуспільнення електронної пари за допомогою обмінного механізму, коли кожен із атомів, що взаємодіють, поставляє по одному електрону. Донорно акцепторний зв'язок (координаційний зв'язок) хімічний зв'язок між двома атомами або групою атомів, що здійснюється за рахунок неподіленої пари електронів одного атома (донора) і вільної орбіталі іншого атома (акцептора). водню, пов'язані з невеликими, але електронегативними атомами, наприклад: O, N, F. Це створює помітний частковий заряд позитивний на атомах водню. З іншого боку, важливо, щоб електронегативні атоми мали неподілені електронні пари. Коли збіднений електронами атом водню однієї молекули (акцептор) взаємодіє з неподіленою електронною парою на атомі N, O або F іншої молекули (донор), виникає зв'язок, схожа на полярну ковалентну. При утворенні ковалентного зв'язку в молекулах органічних сполук загальна електронна пара заселяє молекулярні орбіталі, що зв'язують, мають нижчу енергію. Залежно від форми МО – σ-МО або π-МО – зв'язки, що утворюються, відносять до σ- або p-типу. σ-Зв'язок – ковалентний зв'язок, утворений при перекриванні s-, p- та гібридних АТ уздовж осі, що з'єднує ядра зв'язуваних атомів (тобто при осьовому перекриванні АТ). π-зв'язок – ковалентний зв'язок, що виникає при бічному перекриванні негібридних р-АТ. Таке перекриття відбувається поза прямою, що з'єднує ядра атомів.
π-зв'язки виникають між атомами, вже з'єднаними σ-зв'язком (при цьому утворюються подвійні та потрійні ковалентні зв'язки). π-зв'язок слабший за σ-зв'язок через менш повне перекривання р-АТ. Різна будова σ- та π-молекулярних орбіталей визначає характерні особливостіσ- та π-зв'язків. 1.σ-Зв'язок міцніший за π-зв'язок. Це зумовлено більш ефективним осьовим перекриванням АТ при утворенні σ-МО та знаходженням σ-електронів між ядрами. 2.По σ-зв'язках можливе внутрішньомолекулярне обертання атомів, тому що форма σ-МО допускає таке обертання без розриву зв'язку (сманім. Картинку внизу)) . Обертання по подвійному (σ + π) зв'язку неможливе без розриву π-зв'язку! 3. Електрони на π-МО, перебуваючи поза меж'ядерним простором, мають більшу рухливість у порівнянні з σ-електронами. Тому поляризуемість π-зв'язку значно вища, ніж σ-зв'язку.

Характерні властивості ковалентного зв'язку - спрямованість, насичуваність, полярність, поляризованість - визначають хімічні та Фізичні властивостіз'єднань.

Спрямованість зв'язку зумовлена молекулярною будовою речовини та геометричної формиїхні молекули. Кути між двома зв'язками називають валентними.

Насичуваність - здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків. Кількість зв'язків, утворених атомом, обмежена його зовнішніх атомних орбіталей.

Полярність зв'язку зумовлена нерівномірним розподілом електронної густини внаслідок відмінностей в електронегативності атомів. За цією ознакою ковалентні зв'язки поділяються на неполярні та полярні (неполярні - двоатомна молекула складається з однакових атомів (H 2 , Cl 2 , N 2) та електронні хмари кожного атома розподіляються симетрично щодо цих атомів; полярні - двоатомна молекула складається з атомів різних хімічних елементів , і загальна електронна хмара зміщується у бік одного з атомів, утворюючи тим самим асиметрію розподілу електричного заряду в молекулі, породжуючи дипольний момент молекули).

Поляризованість зв'язку виявляється у зміщенні електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, в тому числі й іншої частинки, що реагує. Поляризуемість визначається рухливістю електронів. Полярність і поляризованість ковалентних зв'язків визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.

6.Номенклатурає системою правил, що дозволяють дати однозначну назву кожному індивідуальному з'єднанню. Для медицини знання загальних правил номенклатури має особливо велике значення, оскільки відповідно до них будуються назви численних лікарських засобів. В даний час загальноприйнята систематична номенклатура ІЮПАК(IUPAC - Міжнародний союз теоретичної та прикладної хімії)*.

Однак досі зберігаються та широко застосовуються (особливо в медицині) тривіальні(Звичайні) і напівтривіальні назви, що використовувалися ще до того, як ставало відомим будова речовини. У цих назвах можуть відображатися природні джерела та способи отримання, особливо помітні властивості та сфери застосування. Наприклад, лактозу (молочний цукор) виділено з молока (від лат. lactum- молоко), пальмітинова кислота - з пальмової олії, піровиноградна кислота отримана при піролізі виноградної кислоти, в назві гліцерину відбито його солодкий смак (від грец. glykys- Солодкий).

Тривіальні назви особливо часто мають природні сполуки – амінокислоти, вуглеводи, алкалоїди, стероїди. Вживання деяких тривіальних і напівтривіальних назв, що укорінилися, дозволяється правилами ІЮПАК. До таких назв відносяться, наприклад, «гліцерин» та назви багатьох широко відомих ароматичних вуглеводнів та їх похідних.

Раціональна номенклатура граничних вуглеводнів

На відміну від очевидної назви ґрунтуються на будові молекул. Назви складних структурскладають з назви блоків ті радикалів пов'язаних з основним найбільш важливим вузлом молекули за цією номенклатурою алкани розглядаються як похідні метану у якого атоми водню заміщені відповідними радикалами. Вибір метанового вуглецю довільний тому 1 з'єднання може мати дек назв.по цій номенклатурі алкени розглядають як похідні етилену а алкіни-ацетилену.

7. Гомологія органічних сполукабо закон гомологів- полягає в тому, що речовини однієї хімічної функції та однакової будови, що відрізняються одна від одної посвоєму атомному складу лишена nСН 2, виявляються зведеними і в усьому своєму іншому хім. характері, а відмінність їх фізичних властивостей зростає чи взагалі змінюється правильно у міру збільшення різниці у складі, що визначається числом n груп СН 2. Такі хімічні. подібні сполуки утворюють так зв. гомологічний ряд, атомний склад всіх членів якого можна висловити загальною формулоюв залежності від складу першого члена ряду та числа атомів вуглецю; органічні речовини однієї назви нібито алкани тільки.

Ізомери-з'єднання мають однаковий склад та різну будову та властивості.

8.Нуклеофільні та електрофільні реагенти. Реагенти, що беруть участь у заміщенні, поділяються на нуклеофільні та електрофільні. Нуклеофільні реагенти, або нуклеофіли, надають свою паруелектронів на утворення нового зв'язку і витісняють з молекули RX групу (X), що йде, з парою електронів, що утворювала старий зв'язок, наприклад:

(де R – органічний радикал).

До нуклеофілів відносяться негативно заряджені іони (Hal - , ОН - , CN - , NO 2 - , OR - , RS - , NH 2 - , RCOO - та ін), нейтральні молекули, що мають вільну пару електронів (наприклад, Н 2 О , NH3, R 3 N, R 2 S, R 3 P, ROH, RCOOH), і металоорганічні. з'єднання R-Me з досить поляризованим зв'язком С-Me+, тобто здатні бути донорами карбаніонів R-. Реакції за участю нуклеофілів (нуклеофільне заміщення) характерні головним чином Для аліфатичних сполук, наприклад гідроліз (ОН - , Н 2 О), алкоголіз (RO - , ROH), ацидоліз (RCOO - , RСООН), амінування (NH - 2 , NH 3 , RNH 2 та ін), ціанування (CN -) і т.д.

Електрофільні реагенти, або електрофіли, при утворенні нового зв'язку служать акцепторами пари електронів і витісняють групу, що йде, у вигляді позитивно зарядженої частинки. До електрофілів відносяться позитивно заряджені іони (наприклад, Н + , NO 2 +), нейтральні молекули з електронним дефіцитом, наприклад SO 3 і сильно поляризовані молекули (СН 3 СОО - Br + та ін), причому поляризація особливо ефективно досягається комплексоутворенням з коефіцієнтами Льюїса (Hal + - Hal - А, R + - Cl - A, RCO + - Cl - А, де A = A1C1 3 , SbCl 5 , BF 3 та ін). До реакцій за участю електрофілів (електрофільне заміщення) відносяться найважливіші реакції ароматичних вуглеводнів (наприклад, нітрування, галогенування, сульфування, реакція Фріделя - Крафтса):

(E + = Hal +, NO + 2, RCO +, R + та ін)

У певних системах реакції за участю нуклеофілів здійснюються в ароматичному ряду, а реакції за участю електрофілів - в аліфатичному (найчастіше у ряді металоорганічних сполук).

53. взаємодія оксосоединений з металлорганическими (кетон чи альдегід плюс металорганіка)

Реакції широко використовуються для одержання спиртів.

ДЕРЖАВНИЙ АВТОНОМНИЙ ОСВІТНИЙ ЗАКЛАД

СЕРЕДНЬОЇ ПРОФЕСІЙНОЇ ОСВІТИ НОВОСИБІРСЬКОЇ ОБЛАСТІ

«КУПІНСЬКИЙ МЕДИЧНИЙ ТЕХНІКУМ»

МЕТОДИЧНИЙ ПОСІБНИК

« »

для самостійної роботистудентів

з дисципліни Хімія

Розділ: Органічна хімія

Тема: Предмет органічної хімії.

Теорія будови органічних сполук

Спеціальність: 34.02.01 «Сестринська справа» 1 курс

Купине

2015 навчальний рік

Розглянуто на засіданні

предметно - циклової методичної комісії з

загальноосвітнім дисциплінам, загальному гуманітарному та

соціально – економічному, математичному

та природничо циклу

Протокол від 2015 р.

Голова ______________ /__________________/

Веді Ірина Вікторівна

Пояснювальна запискадо методичного посібника

Методичний посібникпризначено для поглибленого вивченнятеми « Типи гібридизації атома вуглецю ».

Практика показує, що багато учнів утрудняються щодо типів гібридизації атомів вуглецю і видів хімічного зв'язку щодо органічних сполук.

Мета посібника – допомогти учням навчитися визначати типи гібридизації атомів вуглецю та види хімічного зв'язку в органічних сполуках.Цей посібник рекомендовано для студентів 1 курсу спеціальності 34.02.01 Сестринська справа. Посібник містить теоретичний матеріална тему, таблиці для систематизації знань, вправи для самостійної роботи та розгорнуті відповіді по кожному із завдань.

Посібник спрямовано формування навичок самостійної роботи з навчальним матеріалом, здійснення пошуку та використання інформації, формування та розвиток творчого потенціалу, підвищення інтересу до дисципліни

Я завжди готовий вчитися,

але мені не завжди подобається,

коли мене вчать

У. Черчілль

Типи гібридизації атома вуглецю

Електронна будова атома вуглецю в основному стані 1s 2 2s 2 2р 2 на р-орбіталях 2-го рівня знаходяться два неспарених елекетрону. Це дозволяє атому вуглецю утворити по обмінному механізму лише два ковалентні зв'язки. Однак у всіх органічних сполуках вуглець утворює чотири ковалентні зв'язки, що стає можливим у результаті гібридизації атомних орбіталей.

Гібридизація - це взаємодія атомних орбіталей із близькими значеннями енергії, що супроводжується утворенням нових "гібридних" орбіталей.

Гібридизація - процес, що вимагає витрат енергії, але ці витрати з надлишком компенсуються за рахунок енергії, що виділяється при освіті більшого числаковалентних зв'язків. "гібридні" орбіталі, що утворюються, мають форму асиметричної гантелі і різко відрізняються від вихідних орбіталей атома вуглецю.

Для атома вуглецю можливі три типи гібридизації: sр 3 -гібридизація- взаємодіючі орбіталі показані синіми стрілками:

sр 2 -гібридизація:

sр-гібридизація:

Гібридні орбіталі атома вуглецю здатні брати участь в утворенні тільки зв'язків, незаймані гібридизацією р-орбіталі утворюють тільки зв'язки. Саме цією особливістю визначається просторова будова молекул органічних речовин.

Гібридизація
атомних орбіталей вуглецю

Ковалентний хімічний зв'язок утворюється за допомогою загальних зв'язувальних електронних пар за типом:

Утворювати хімічну зв'язок, тобто. створювати загальну електронну пару з «чужим» електроном від іншого атома можуть лише неспарені електрони. Неспарені електрони при записі електронних формул знаходяться по одному в клітині-орбіталі.
Атомна орбіталь– це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожній точці простору навколо ядра атома. Електронна хмара – це область простору, де з високою ймовірністю може бути виявлений електрон.
Для узгодження електронної будовиатома вуглецю та валентності цього елемента користуються уявленнями про порушення атома вуглецю. У нормальному (незбудженому) стані атом вуглецю має два неспарені 2 р 2-електрона. У збудженому стані (при поглинанні енергії) один з 2 s 2 -електрон може переходити на вільну р-орбіталь. Тоді в атомі вуглецю з'являється чотири неспарені електрони:

Нагадаємо, що в електронної формулиатома (наприклад, для вуглецю 6 С – 1 s 2 2s 2 2p 2) великі цифри перед літерами – 1, 2 – позначають номер енергетичного рівня. Літери sі рвказують форму електронної хмари (орбіталі), а цифри праворуч над літерами говорять про кількість електронів на цій орбіталі. всі s-орбіталі сферичні:

На другому енергетичному рівні, крім 2 s-орбіталі є три 2 р-орбіталі. Ці 2 р-орбіталі мають еліпсоїдну форму, схожу на гантелі, і орієнтовані у просторі під кутом 90° один до одного. 2 р-Орбіталі позначають 2 р х , 2р yі 2 р zвідповідно до осей, вздовж яких ці орбіталі розташовані.

Форма та орієнтація
р-електронних орбіталей

При утворенні хімічних зв'язків електронні орбіталі набувають однакову форму. Так, у граничних вуглеводнівзмішуються одна s-орбіталь і три р-орбіталі атома вуглецю з утворенням чотирьох однакових (гібридних) sр 3-орбіталей:

Це – sр 3-гібридизація.
Гібридизація- Вирівнювання (змішування) атомних орбіталей ( sі р) з утворенням нових атомних орбіталей, званих гібридними орбіталями.

Чотири sp 3 -гібридні орбіталі
атома вуглецю

Гібридні орбіталі мають асиметричну форму, витягнуту у бік атома, що приєднується. Електронні хмари взаємно відштовхуються та розташовуються у просторі максимально далеко один від одного. При цьому осі чотирьох sр 3-гібридних орбіталейвиявляються спрямованими до вершин тетраедра (правильної трикутної піраміди).
Відповідно кути між цими орбіталями - тетраедричні, рівні 109 28 ".
Вершини електронних орбіталей можуть перекриватися з інших атомів орбіталями. Якщо електронні хмари перекриваються по лінії, що з'єднує центри атомів, то такий ковалентний зв'язок називають сигма( )-зв'язком. Наприклад, у молекулі етану З 2 Н 6 хімічний зв'язок утворюється між двома атомами вуглецю перекриттям двох гібридних орбіталей. Це зв'язок. Крім того, кожен з атомів вуглецю своїми трьома. sр 3 -орбіталями перекривається з s-орбіталями трьох атомів водню, утворюючи три зв'язку.

Схема перекривання електронних хмар
у молекулі етану

Усього для атома вуглецю можливі три валентні станиз різним типомгібридизації. Крім sр 3-гібридизації існує sр 2 - і sр-гібридизація.
sр 2 -Гібридизація– змішування однієї s- і двох р-орбіталей. В результаті утворюються три гібридні sр 2-орбіталі. Ці sр 2 -орбіталі розташовані в одній площині (з осями х, у) і спрямовані до вершин трикутника з кутом між орбіталями 120°. Негібридизована
р-орбіталь перпендикулярна до площини трьох гібридних sр 2 -орбіталей (орієнтована вздовж осі z). Верхня половина р-орбіталі знаходиться над площиною, нижня половина - під площиною.
Тип sр 2 -гібридизації вуглецю буває у сполук з подвійним зв'язком: З=З, З=О, З=N. Причому тільки один із зв'язків між двома атомами (наприклад, С=С) може бути -зв'язком. (Інші зв'язувальні орбіталі атома направлені в протилежні сторони.) Другий зв'язок утворюється в результаті перекриття негібридних р-орбіталей по обидві сторони лінії, що з'єднує ядра атомів.

Орбіталі (три sp 2 і одна р)
атома вуглецю в sp 2 -гібридизації

Ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом бокового перекривання р-орбіталей сусідніх вуглецевих атомів, називається пі( )-зв'язком.

Освіта
-зв'язку

Через менше перекривання орбіталей зв'язок менш міцна, ніж зв'язок.
sр-Гібридизація- це змішування (вирівнювання за формою та енергії) однією s-та однією
р-орбіталей з утворенням двох гібридних sр-орбіталей. sр-Орбіталі розташовані на одній лінії (під кутом 180 °) і направлені в протилежні сторони від ядра атома вуглецю. Дві
р-орбіталі залишаються негібридизованими. Вони розміщені взаємно перпендикулярно
напрямків-зв'язків. На малюнку sр-орбіталі показані вздовж осі y, а негібридизовані дві
р-орбіталі-вздовж осей хі z.

Атомні орбіталі (дві sp і дві р)
вуглецю в стані sp-гібридизації

Потрійний вуглець-вуглецевий зв'язок СС складається з зв'язку, що виникає при перекриванні
sp-гібридних орбіталей, і двох -зв'язків.
Взаємозв'язок таких параметрів атома вуглецю, як число приєднаних груп, тип гібридизації і типи хімічних зв'язків, що утворюються, показано в таблиці 4.

Ковалентні зв'язки вуглецю

Кількість груп,
пов'язаних
з вуглецем

Тип
гібридизації

Типи
беруть участь
хімічних зв'язків

Приклади формул сполук

sp 3

Чотири - зв'язки

sp 2

Три - зв'язки та
одна - зв'язок

Дві - зв'язки
і два-зв'язки

H–CC–H

Вправи.

1. Які електрони атомів (наприклад, вуглецю чи азоту) називають неспареними?

2. Що означає поняття «загальні електронні пари» у з'єднаннях із ковалентним зв'язком (наприклад,СН 4 абоН 2 S )?

3. Які електронні стани атомів (наприклад,З або N ) називають основними, а які збудженими?

4. Що означають цифри та літери в електронній формулі атома (наприклад,З або N )?

5. Що таке атомна орбіталь? Скільки орбіталей на другому енергетичному рівні атомаЗ і чим вони відрізняються?

6. У чому відмінність гібридних орбіталей від вихідних орбіталей, у тому числі вони утворилися?

7. Які типи гібридизації відомі для атома вуглецю і в чому вони полягають?

Відповіді на вправи

1. Електрони, що знаходяться по одному на орбіталі, називають неспареними електронами. Наприклад, в електронографічній формулі збудженого атома вуглецю – чотири неспарені електрони, а в атома азоту – три:

2. Два електрони, що беруть участь у освіті одного хімічного зв'язку, називають загальною електронною парою. Зазвичай до утворення хімічного зв'язку один із електронів цієї пари належав одному атому, а інший електрон – іншому атому:

3. Електронний стан атома, в якому дотримується порядок заповнення електронних орбіталей: 1s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 і т.д., називають основним станом. У збудженому стані один із валентних електронів атома займає вільну орбіталь з вищою енергією, такий перехід супроводжується роз'єднанням спарених електронів. Схематично це записують так:

Тоді як в основному стані було лише два валентні неспарені електрони, то в збудженому стані таких електронів стає чотири.

5. Атомна орбіталь - це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожній точці простору навколо ядра даного атома. На другому енергетичному рівні атома вуглецю чотири орбіталі - 2s, 2р x, 2р y, 2р z. Ці орбіталі різняться:
а) формою електронної хмари (s – куля, р – гантель);
б) р-орбіталі мають різну орієнтацію у просторі – вздовж взаємно перпендикулярних осей x, y та z, їх позначають р x , р y , р z .

6. Гібридні орбіталі відрізняються від вихідних (негібридних) орбіталей формою та енергією. Наприклад, s-орбіталь – форма сфери, р – симетрична вісімка, sp-гібридна орбіталь – асиметрична вісімка.
Відмінності енергії: E(s)< E(sр) < E(р). Таким образом, sp-орбиталь – усредненная по форме и энергии орбиталь, полученная смешиванием исходных s- и p-орбиталей.

7. Для атома вуглецю відомі три типи гібридизації: sp 3 sp 2 і sp (див. текст уроку 5).

9. -зв'язок - ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом лобового перекривання орбіталей по лінії, що з'єднує центри атомів.
-зв'язок – ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом бічного перекривання р-орбіталей по обидва боки лінії, що з'єднує центри атомів.
-Зв'язки показують другою та третьою рисою між з'єднаними атомами.

10.