Višestruke kovalentne veze predstavljaju nezasićena organska jedinjenja koja sadrže dvostruke i trostruke hemijske veze. Da bi opisao prirodu nezasićenih spojeva, L. Pauling uvodi koncepte sigma i π veza i hibridizacije atomskih orbitala.

Paulingova hibridizacija za dva S i dva p elektrona omogućila je objašnjenje usmjerenosti hemijske veze, posebno tetraedarska konfiguracija metana. Da bi se objasnila struktura etilena, jedan p-elektron mora biti izolovan od četiri ekvivalentna Sp3 elektrona atoma ugljika da bi se formirala dodatna veza, nazvana π veza. U ovom slučaju, tri preostale Sp2-hibridne orbitale nalaze se u ravnini pod uglom od 120° i formiraju osnovne veze, na primjer, planarnu molekulu etilena.

U slučaju molekule acetilena u hibridizaciji učestvuju samo jedna S i jedna p orbitala (prema Paulingu), a formiraju se dvije Sp orbitale, smještene pod uglom od 180° i usmjerene u suprotnim smjerovima. Dvije “čiste” p-orbitale atoma ugljika preklapaju se u parovima u međusobno okomitim ravninama, formirajući dvije π-veze linearne molekule acetilena.

Stavovi L. Paulinga su se odrazili u njegovoj knjizi “Priroda hemijske veze”, koja je godinama postala referentna knjiga hemičara. Godine 1954. nagrađen je L. Pauling nobelova nagrada u hemiji sa natpisom „Za istraživanje prirode hemijskih veza i njene primene za određivanje strukture složenih jedinjenja“.

kako god fizičko značenje selektivna hibridizacija atomskih orbitala ostala je nejasna; hibridizacija je bila algebarska transformacija kojoj se fizička stvarnost ne može pripisati.

Linus Pauling je pokušao da poboljša opis hemijskih veza eliminišući selektivnost orbitalne hibridizacije u molekulima nezasićenih jedinjenja i kreirajući teoriju savijenih hemijskih veza. U svom izvještaju na simpozijumu o teor organska hemija, posvećen uspomeni na Kekule (London, septembar 1958.), L. Pauling je predložio novi način opisuje dvostruku vezu kao kombinaciju dvije identične savijene kemijske veze, a trostruku vezu kao kombinaciju tri savijene kemijske veze. Na ovom

Na simpozijumu je L. Pauling kategorički izjavio:

Možda postoje hemičari koji vjeruju da je izuzetno važna inovacija... bio opis σ,π opisa za dvostruke ili trostruke veze i konjugirane sisteme umjesto opisa koji koristi savijene veze. Tvrdim da je σ,π-opis manje zadovoljavajući od opisa koji koristi zakrivljene veze, da je ova inovacija samo prolazna i da će uskoro izumrijeti.

IN nova teorija Pauling, svi vezani elektroni postali su jednaki i jednako udaljeni od linije koja povezuje jezgra molekula. Paulingova teorija zakrivljene hemijske veze uzela je u obzir statističku interpretaciju M. Born talasne funkcije i Kulonovu elektronsku korelaciju elektrona. Pojavilo se fizičko značenje - priroda kemijske veze u potpunosti je određena električnom interakcijom jezgara i elektrona. Što je više elektrona vezanih, to je manja međunuklearna udaljenost i jača je kemijska veza između atoma ugljika.

Hemijska veza sa tri centra

Daljnji razvoj ideja o hemijskim vezama dao je američki fizikalni hemičar W. Lipscomb, koji je razvio teoriju dvoelektronskih trocentričnih veza i topološku teoriju koja omogućava predviđanje strukture nekih drugih bor-hidrida (hidrida vodika ).

Elektronski par u hemijskoj vezi sa tri centra postaje zajednički za tri atomska jezgra. U najjednostavnijem predstavniku hemijske veze sa tri centra, molekularnom vodonikovom jonu H3+, elektronski par drži tri protona zajedno.

U molekulu diborana postoje četiri pojedinačna kovalentna B-H konekcije i dvije dvoelektronske veze sa tri centra. Međunuklearna udaljenost u jednoj kovalentnoj B-H vezi je 1,19 Å, dok je slična udaljenost u trocentričnoj B-H-B vezi 1,31 Å. Ugao B-H-B veze (φ) sa tri centra je 830. Kombinacija dvije veze sa tri centra u molekuli diborana omogućava da se jezgra atoma bora drže na udaljenosti od dB-B = 2 · 1,31 · sin φ /2 = 1,736 Å. Jezgra veznih atoma vodonika nalaze se na udaljenosti od h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Å od ravni u kojoj se nalaze četiri jednostruke kovalentne B-H veze.

Trocentrične veze mogu se realizovati ne samo u trokutu od dva atoma bora i jednog atoma vodika, već i između tri atoma bora, na primjer, u okvirnim borovodonicima (pentaboran - B 5 H 9, dekaboran - B 10 H 4, itd. .). Ove strukture sadrže obične (terminalne) i tricentrično vezane (premosne) atome vodika i trokute atoma bora.

Postojanje borana sa njihovim dvoelektronskim trocentralnim vezama sa "premošćujućim" atomima vodika narušilo je kanonsku doktrinu valencije. Pokazalo se da je atom vodika, koji se ranije smatrao standardnim monovalentnim elementom, identičnim vezama povezan s dva atoma bora i formalno je postao dvovalentni element. Rad W. Lipscomba na dešifrovanju strukture borana proširio je razumijevanje hemijskih veza. Nobelov komitet dodijelio je Williamu Nunn Lipscomb-u Nagradu za hemiju za 1976. sa formulacijom "Za njegova proučavanja strukture borana (borohidrita), pojašnjavajući probleme hemijskih veza."

Višestruka hemijska veza

Godine 1951. T. Keely i P. Pawson su neočekivano dobili potpuno novo organoferonsko jedinjenje tokom sinteze diciklopentadienila. Preparat do tada nepoznatog, izuzetno stabilnog žuto-narandžastog kristalnog jedinjenja željeza odmah je privukao pažnju.

E. Fisher i D. Wilkinson su nezavisno ustanovili strukturu novog jedinjenja - dva ciklopentadienilna prstena su raspoređena paralelno, u slojevima ili u obliku „sendviča“ sa atomom gvožđa koji se nalazi između njih u centru (slika 8. ). Naziv “ferocen” predložio je R. Woodward (tačnije, član njegove grupe, D. Whiting). Odražava prisustvo atoma željeza i deset atoma ugljika (zehn - deset) u spoju.

Svih deset veza (C-Fe) u molekulu ferocena su ekvivalentne, vrijednost međunuklearne udaljenosti Fe-c je 2,04 Å. Svi atomi ugljika u molekulu ferocena su strukturno i hemijski ekvivalentni, dužina svake C-C veze je 1,40 - 1,41 Å (za poređenje, u benzenu dužina C-C veze je 1,39 Å). Oko atoma željeza pojavljuje se ljuska od 36 elektrona.

1973. godine, Ernst Otto Fischer i Geoffrey Wilkinson dobili su Nobelovu nagradu za hemiju "za njihov neovisni pionirski rad na polju organometalnih sendvič spojeva". Indvar Lindqvist, član Kraljevske švedske akademije nauka, u svom govoru na predstavljanju laureata, izjavio je da je „otkriće i dokazivanje novih principa veza i struktura prisutnih u sendvič jedinjenjima značajno dostignuće, praktični značaj što je trenutno nemoguće predvidjeti.”

Trenutno su dobijeni diciklopentadienilni derivati ​​mnogih metala. Derivati ​​prelaznih metala imaju istu strukturu i istu prirodu vezivanja kao ferocen. Lantanidi ne formiraju sendvič strukturu, već strukturu koja podsjeća na zvijezdu sa tri zraka [atomi La, Ce, Pr, Nd stoga stvaraju kemijsku vezu od petnaest centara.

Ubrzo nakon ferocena, dobijen je dibenzol hrom. Dibenzen-molibden i dibenzen-vanadijum su dobijeni po istoj shemi]. U svim jedinjenjima ove klase, atomi metala drže zajedno dva šestočlana prstena. Svih 12 veza metal-ugljik u ovim jedinjenjima je identično.

Sintetizovan je i uranocen [bis(ciklooktatetraen)uranijum], u kojem atom uranijuma drži dva osmočlana prstena. Svih 16 veza uranijum-ugljik u uranocenu je identično. Uranocen se dobija reakcijom UCl 4 sa mešavinom ciklooktatetraena i kalijuma u tetrahidrofuranu na minus 300 C.

Kovalentna hemijska veza javlja se u molekulima između atoma zbog formiranja zajedničkih elektronskih parova. Tip kovalentne veze može se shvatiti i kao mehanizam njenog nastanka i kao polaritet veze. Općenito, kovalentne veze se mogu klasificirati na sljedeći način:

• Prema mehanizmu nastanka, kovalentna veza se može formirati razmjenskim ili donor-akceptorskim mehanizmom.
• U smislu polariteta, kovalentna veza može biti nepolarna ili polarna.
• U smislu višestrukosti, kovalentna veza može biti jednostruka, dvostruka ili trostruka.

To znači da kovalentna veza u molekulu ima tri karakteristike. Na primjer, u molekulu klorovodika (HCl) kovalentna veza se formira mehanizmom izmjene; ​​polarna je i jednostruka. Kod amonijevog kationa (NH 4 +) kovalentna veza između amonijaka (NH 3) i vodikovog kationa (H +) nastaje po donor-akceptorskom mehanizmu, osim toga, ova veza je polarna i jednostruka. U molekulu dušika (N 2) kovalentna veza nastaje po mehanizmu izmjene, nepolarna je i trostruka.

At mehanizam razmene U formiranju kovalentne veze, svaki atom ima slobodni elektron (ili nekoliko elektrona). Slobodni elektroni iz različitih atoma formiraju parove u obliku zajedničkog elektronskog oblaka.

At mehanizam donor-akceptor U formiranju kovalentne veze, jedan atom ima slobodan elektronski par, a drugi praznu orbitalu. Prvi (donator) daje par za zajedničku upotrebu sa drugim (akceptor). Dakle, u amonijum kationu, dušik ima usamljeni par, a vodikov ion ima praznu orbitalu.

Nepolarna kovalentna veza nastala između atoma istog hemijskog elementa. Dakle, u molekulima vodonika (H 2), kiseonika (O 2) i drugih, veza je nepolarna. To znači da zajednički elektronski par pripada podjednako oba atoma, budući da imaju istu elektronegativnost.

Polarna kovalentna veza nastala između atoma različitih hemijski elementi. Elektronegativniji atom pomiče elektronski par prema sebi. Što je veća razlika u elektronegativnosti između atoma, to će više elektrona biti pomjereno i veza će biti polarnija. Dakle, u CH 4 pomicanje uobičajenih elektronskih parova sa atoma vodika na atome ugljika nije tako veliko, budući da ugljik nije mnogo elektronegativniji od vodonika. Međutim, u fluorovodoniku HF veza je visoko polarna jer je razlika u elektronegativnosti između vodonika i fluora značajna.

Jednostruka kovalentna veza nastaje kada atomi dijele jedan par elektrona duplo- ako dva, trostruko- ako tri. Primjer jednostruke kovalentne veze mogu biti molekuli vodonika (H 2), hlorovodonika (HCl). Primjer dvostruke kovalentne veze je molekul kisika (O2), gdje svaki atom kisika ima dva nesparena elektrona. Primjer trostruke kovalentne veze je molekul dušika (N 2).

Jednostavna (jednostruka) veza Vrste veza u bioorganskim jedinjenjima.

Kovalentna veza. Višestruka veza. Nepolarna veza. Polarna veza.

Valentni elektroni. Hibridna (hibridizovana) orbitala. Dužina veze

Ključne riječi.

Karakteristike hemijskih veza u bioorganskim jedinjenjima

AROMATICNOST

PREDAVANJE 1

POVEZANI SISTEMI: ACIKLIČNI I CIKLIČNI.

1. Karakteristike hemijskih veza u bioorganskim jedinjenjima. Hibridizacija orbitala atoma ugljika.

2. Klasifikacija konjugiranih sistema: aciklični i ciklični.

3 Vrste konjugacije: π, π i π, r

4. Kriterijumi stabilnosti za spregnute sisteme - “energija konjugacije”

5. Aciklični (neciklični) konjugirani sistemi, vrste konjugacije. Glavni predstavnici (alkadieni, nezasićene karboksilne kiseline, vitamin A, karoten, likopen).

6. Ciklični konjugirani sistemi. Kriterijumi aromatičnosti. Hückelovo pravilo. Uloga π-π-, π-ρ-konjugacije u formiranju aromatičnih sistema.

7.Karbociklična aromatična jedinjenja: (benzen, naftalen, antracen, fenantren, fenol, anilin, benzojeva kiselina) - struktura, formiranje aromatičnog sistema.

8. Heterociklična aromatična jedinjenja (piridin, pirimidin, pirol, purin, imidazol, furan, tiofen) - struktura, karakteristike formiranja aromatičnog sistema. Hibridizacija elektronskih orbitala atoma azota tokom formiranja peto- i šestočlanih heteroaromatskih jedinjenja.

9. Medicinski biološki značaj prirodna jedinjenja koja sadrže konjugovane sisteme veza i aromatična.

Početni nivo znanja za savladavanje teme ( školski kurs hemija):

Elektronske konfiguracije elemenata (ugljik, kiseonik, azot, vodonik, sumpor, halogeni), koncept „orbitale“, hibridizacija orbitala i prostorna orijentacija orbitala elemenata 2. perioda, vrste hemijskih veza, karakteristike formiranja kovalentnih σ- i π-veza, promjene elektronegativnosti elemenata u periodu i grupi, klasifikacija i principi nomenklature organskih jedinjenja.

Organski molekuli nastaju kovalentnim vezama. Kovalentne veze nastaju između dva atomska jezgra zbog zajedničkog (zajedničkog) para elektrona. Ova metoda se odnosi na mehanizam razmjene. Nastaju nepolarne i polarne veze.

Nepolarne veze karakterizira simetrična raspodjela elektronske gustine između dva atoma koja veza povezuje.

Polarne veze karakterizira asimetrična (neravnomjerna) distribucija elektronske gustine; ona se pomjera prema elektronegativnijem atomu.

Serija elektronegativnosti (sastavljena u opadajućem redoslijedu)

A) elementi: F > O > N > C1 > Br > I ~~ S > C > H

B) atom ugljika: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Postoje dvije vrste kovalentnih veza: sigma (σ) i pi (π).

U organskim molekulima, sigma (σ) veze formiraju elektroni smješteni u hibridnim (hibridiziranim) orbitalama; gustoća elektrona se nalazi između atoma na konvencionalnoj liniji njihove veze.

π veze (pi veze) nastaju kada se dvije nehibridizirane p orbitale preklapaju. Njihove glavne ose su paralelne jedna s drugom i okomite na liniju σ veze. Kombinacija σ i π veza naziva se dvostruka (višestruka) veza i sastoji se od dva para elektrona. Trostruka veza se sastoji od tri para elektrona - jedne σ - i dvije π - veze (izuzetno rijetko u bioorganskim jedinjenjima).

σ -Veze su uključene u formiranje molekularnog skeleta, one su glavne, i π -veze se mogu smatrati dodatnim, ali daju molekulima posebna hemijska svojstva.

1.2. Hibridizacija orbitala 6C atoma ugljika

Elektronska konfiguracija nepobuđenog stanja atoma ugljika

izražava se distribucijom elektrona 1s 2 2s 2 2p 2.

Štaviše, u bioorganskim jedinjenjima, kao iu većini neorganske supstance, atom ugljika ima valenciju četiri.

Dolazi do prijelaza jednog od 2s elektrona na slobodnu 2p orbitalu. Nastaju pobuđena stanja atoma ugljika, stvarajući mogućnost formiranja tri hibridna stanja, označena kao C sp 3, C sp 2, C sp.

Hibridna orbitala ima karakteristike različite od "čistih" s, p, d orbitala i predstavlja "mješavinu" dva ili više vrsta nehibridiziranih orbitala.

Hibridne orbitale su karakteristične za atome samo u molekulima.

Koncept hibridizacije uveo je 1931. godine L. Pauling, dobitnik Nobelove nagrade.

Razmotrimo lokaciju hibridnih orbitala u svemiru.

C s p 3 --- -- -- ---

U pobuđenom stanju formiraju se 4 ekvivalentne hibridne orbitale. Položaj veza odgovara smjeru središnjih uglova pravilnog tetraedra; ugao između bilo koje dvije veze je 109 0 28, .

U alkanima i njihovim derivatima (alkoholi, haloalkani, amini), svi atomi ugljika, kisika i dušika su u istom hibridnom sp 3 stanju. Atom ugljika formira četiri, atom dušika tri, atom kisika dva kovalentna σ - veze. Oko ovih veza moguća je slobodna rotacija dijelova molekula jedan u odnosu na drugi.

U pobuđenom stanju sp 2 pojavljuju se tri ekvivalentne hibridne orbitale, elektroni koji se nalaze na njima formiraju tri σ - veze koje se nalaze u istoj ravni, ugao između veza je 120 0. Nastaju nehibridizirane 2p orbitale dva susjedna atoma π -veza. Nalazi se okomito na ravan u kojoj se nalaze σ - veze. Interakcija p-elektrona je in u ovom slučaju naziv ʼʼstrano preklapanjeʼʼ. Višestruka veza ne dozvoljava slobodnu rotaciju dijelova molekula oko sebe. Fiksni položaj dijelova molekule praćen je formiranjem dva geometrijska planarna izomerna oblika, koji se nazivaju: cis (cis) - i trans (trans) - izomeri. (cis- lat- s jedne strane, trans- lat- kroz).

π -veza

Atomi povezani dvostrukom vezom su u stanju sp 2 hibridizacije i

prisutni u alkenima, aromatičnim jedinjenjima, formiraju karbonilnu grupu

>C=O, azometinska grupa (imino grupa) -CH=N-

Sa sp 2 --- -- ---

Strukturna formula organsko jedinjenje je prikazano pomoću Lewisovih struktura (svaki par elektrona između atoma je zamijenjen crticom)

C 2 H 6 CH 3 - CH 3 H H

1.3. Polarizacija kovalentnih veza

Kovalentnu polarnu vezu karakterizira neravnomjerna raspodjela elektronske gustine. Za označavanje smjera pomaka elektronske gustine koriste se dvije konvencionalne slike.

Polarna σ – veza. Pomak elektronske gustine je označen strelicom duž linije veze. Kraj strelice je usmjeren prema elektronegativnijem atomu. Pojava djelomičnih pozitivnih i negativnih naboja označena je slovom ʼʼ bʼʼ ʼʼ deltaʼʼ sa željenim predznakom naboja.

b + b- b+ b + b- b + b-

CH 3 -> O<- Н СН 3 - >C1 CH 3 -> NH 2

metanol klorometan aminometan (metilamin)

Polarna π veza. Pomak elektronske gustine označen je polukružnom (zakrivljenom) strelicom iznad pi veze, također usmjerenom prema elektronegativnijem atomu. ()

b + b- b+ b-

H 2 C = O CH 3 - C === O

metanal |

CH 3 propanon -2

1. Odredite vrstu hibridizacije atoma ugljenika, kiseonika, azota u jedinjenjima A, B, C. Navedite jedinjenja koristeći pravila IUPAC nomenklature.

A. CH 3 -CH 2 - CH 2 -OH B. CH 2 = CH - CH 2 - CH=O

B. CH 3 - N H– C 2 H 5

2. Napravite oznake koje karakteriziraju smjer polarizacije svih naznačenih veza u jedinjenjima (A - D)

A. CH 3 – Br B. C 2 H 5 – O- N C. CH 3 -NH- C 2 H 5

G. C 2 H 5 – CH= O

Jednostavna (jednostruka) veza Vrste veza u bioorganskim jedinjenjima. - koncept i vrste. Klasifikacija i karakteristike kategorije "Prosta (jednostruka) veza. Vrste veza u bioorganskim jedinjenjima." 2017, 2018.

Teme Kodifikator jedinstvenog državnog ispita: Kovalentna hemijska veza, njene vrste i mehanizmi nastanka. Karakteristike kovalentnih veza (polaritet i energija veze). Jonska veza. Metalni priključak. Vodikova veza

Intramolekularne hemijske veze

Prvo, pogledajmo veze koje nastaju između čestica unutar molekula. Takve veze se nazivaju intramolekularno.

Hemijska veza između atoma hemijskih elemenata ima elektrostatičku prirodu i nastaje zbog interakcija vanjskih (valentnih) elektrona, u manjem ili većem stepenu drže pozitivno nabijena jezgra vezanih atoma.

Ključni koncept je ovdje ELEKTRONEGATIVNOST. To je ono što određuje vrstu hemijske veze između atoma i svojstva ove veze.

je sposobnost atoma da privuče (zadrži) vanjski(valencija) elektrona. Elektronegativnost je određena stepenom privlačenja spoljašnjih elektrona na jezgro i zavisi prvenstveno od radijusa atoma i naelektrisanja jezgra.

Elektronegativnost je teško jednoznačno odrediti. L. Pauling je sastavio tabelu relativnih elektronegativnosti (zasnovanu na energijama veza dvoatomskih molekula). Najelektronegativniji element je fluor sa značenjem 4 .

Važno je napomenuti da u različitim izvorima možete pronaći različite skale i tablice vrijednosti elektronegativnosti. Ovo ne treba biti uznemireno, jer formiranje hemijske veze igra ulogu atoma, a približno je isto u svakom sistemu.

Ako jedan od atoma u kemijskoj vezi A:B jače privlači elektrone, tada se elektronski par kreće prema njemu. Više razlika u elektronegativnosti atoma, što se elektronski par više pomera.

Ako su elektronegativnosti atoma u interakciji jednake ili približno jednake: EO(A)≈EO(B), tada se zajednički elektronski par ne pomiče ni na jedan od atoma: A: B. Ova veza se zove kovalentne nepolarne.

Ako se elektronegativnosti atoma u interakciji razlikuju, ali ne mnogo (razlika u elektronegativnosti je otprilike od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), tada se elektronski par pomiče na jedan od atoma. Ova veza se zove kovalentna polarna .

Ako se elektronegativnosti atoma u interakciji značajno razlikuju (razlika u elektronegativnosti je veća od 2: ΔEO>2), tada se jedan od elektrona gotovo potpuno prenosi na drugi atom, sa formiranjem joni. Ova veza se zove jonski.

Osnovni tipovi hemijskih veza − kovalentna, jonski I metal komunikacije. Pogledajmo ih pobliže.

Kovalentna hemijska veza

Kovalentna veza – to je hemijska veza , nastala zbog formiranje zajedničkog elektronskog para A:B . Štaviše, dva atoma preklapanje atomske orbitale. Kovalentna veza nastaje interakcijom atoma s malom razlikom u elektronegativnosti (obično između dva nemetala) ili atoma jednog elementa.

Osnovna svojstva kovalentnih veza

• fokus,
• zasićenost,
• polaritet,
• polarizabilnost.

Ova svojstva vezivanja utiču na hemijska i fizička svojstva supstanci.

Smjer komunikacije karakteriše hemijsku strukturu i oblik supstanci. Uglovi između dvije veze nazivaju se uglovi veze. Na primjer, u molekuli vode vezni ugao H-O-H je 104,45 o, stoga je molekul vode polarni, a u molekuli metana vezni ugao H-C-H je 108 o 28′.

Zasićenost je sposobnost atoma da formiraju ograničen broj kovalentnih hemijskih veza. Broj veza koji atom može formirati naziva se.

Polaritet veza nastaje zbog neravnomjerne raspodjele elektronske gustoće između dva atoma različite elektronegativnosti. Kovalentne veze dijele se na polarne i nepolarne.

Polarizabilnost veze su sposobnost veznih elektrona da se pomjeraju pod utjecajem vanjskog električnog polja(posebno, električno polje druge čestice). Polarizabilnost zavisi od pokretljivosti elektrona. Što je elektron udaljeniji od jezgre, to je pokretniji, a samim tim i molekul je više polarizabilan.

Kovalentna nepolarna hemijska veza

Postoje 2 vrste kovalentne veze - POLAR I NON-POLARNI .

Primjer . Razmotrimo strukturu molekule vodonika H2. Svaki atom vodonika na svom vanjskom energetskom nivou nosi 1 nespareni elektron. Za prikaz atoma koristimo Lewisovu strukturu - ovo je dijagram strukture vanjskog energetskog nivoa atoma, kada su elektroni označeni tačkama. Modeli Lewisove tačke strukture su od velike pomoći kada se radi sa elementima drugog perioda.

H. + . H = H:H

Dakle, molekul vodonika ima jedan zajednički elektronski par i jednu H–H hemijsku vezu. Ovaj elektronski par se ne pomera ni na jedan od atoma vodika, jer Atomi vodika imaju istu elektronegativnost. Ova veza se zove kovalentna nepolarna .

Kovalentna nepolarna (simetrična) veza je kovalentna veza koju formiraju atomi sa jednakom elektronegativnošću (obično isti nemetali) i, prema tome, sa ravnomernom raspodelom elektronske gustine između jezgara atoma.

Dipolni moment nepolarnih veza je 0.

Primjeri: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Kovalentna polarna hemijska veza

Kovalentna polarna veza je kovalentna veza koja se javlja između atomi različite elektronegativnosti (obično, raznih nemetala) i karakteriziran je pomak dijeli elektronski par na elektronegativniji atom (polarizacija).

Gustoća elektrona se pomjera na elektronegativniji atom - stoga se na njemu pojavljuje djelomični negativni naboj (δ-), a na manje elektronegativnom atomu pojavljuje se djelomični pozitivni naboj (δ+, delta +).

Što je veća razlika u elektronegativnosti atoma, to je veća polaritet veze i drugo dipolni moment . Između susjednih molekula i naboja suprotnog predznaka djeluju dodatne privlačne sile, koje se povećavaju snagu komunikacije.

Polaritet veze utiče na fizička i hemijska svojstva jedinjenja. Mehanizmi reakcije, pa čak i reaktivnost susjednih veza zavise od polariteta veze. Polaritet veze često određuje polaritet molekula i na taj način direktno utiče na fizička svojstva kao što su tačka ključanja i tačka topljenja, rastvorljivost u polarnim rastvaračima.

primjeri: HCl, CO 2, NH 3.

Mehanizmi stvaranja kovalentne veze

Kovalentne hemijske veze mogu nastati pomoću 2 mehanizma:

1. Mehanizam razmjene formiranje kovalentne hemijske veze je kada svaka čestica daje jedan nespareni elektron da formira zajednički elektronski par:

A . + . B= A:B

2. Formiranje kovalentne veze je mehanizam u kojem jedna od čestica daje usamljeni par elektrona, a druga čestica osigurava praznu orbitalu za ovaj elektronski par:

O: + B= A:B

U ovom slučaju, jedan od atoma daje usamljeni par elektrona ( donator), a drugi atom daje slobodnu orbitalu za taj par ( akceptor). Kao rezultat formiranja obje veze, energija elektrona se smanjuje, tj. ovo je korisno za atome.

Kovalentna veza formirana mehanizmom donor-akceptor nije drugačije u svojstvima drugih kovalentnih veza formiranih mehanizmom razmjene. Formiranje kovalentne veze mehanizmom donor-akceptor tipično je za atome ili s velikim brojem elektrona na vanjskom energetskom nivou (donori elektrona), ili, obrnuto, s vrlo malim brojem elektrona (akceptori elektrona). Valentne sposobnosti atoma su detaljnije razmotrene u odgovarajućem odjeljku.

Kovalentnu vezu formira mehanizam donor-akceptor:

- u molekulu ugljen monoksid CO(veza u molekulu je trostruka, 2 veze se formiraju mehanizmom razmene, jedna donor-akceptorskim mehanizmom): C≡O;

- V amonijum jona NH 4 +, u jonima organski amini, na primjer, u metilamonijum jonu CH 3 -NH 2 + ;

- V kompleksna jedinjenja, hemijska veza između centralnog atoma i ligandnih grupa, na primer, u natrijum tetrahidroksoaluminatu Na veza između aluminijuma i hidroksidnih jona;

- V dušične kiseline i njenih soli- nitrati: HNO 3, NaNO 3, u nekim drugim azotnim jedinjenjima;

- u molekulu ozona O3.

Osnovne karakteristike kovalentnih veza

Kovalentne veze se obično formiraju između atoma nemetala. Glavne karakteristike kovalentne veze su dužina, energija, višestrukost i usmjerenost.

Višestrukost hemijske veze

Višestrukost hemijske veze - Ovo broj zajedničkih elektronskih parova između dva atoma u spoju. Višestrukost veze može se prilično lako odrediti iz vrijednosti atoma koji formiraju molekulu.

Na primjer , u molekulu vodonika H 2 višestrukost veze je 1, jer Svaki vodonik ima samo 1 nespareni elektron na svom vanjskom energetskom nivou, stoga se formira jedan zajednički elektronski par.

U molekuli kiseonika O 2, multiplicitet veze je 2, jer Svaki atom na vanjskom energetskom nivou ima 2 nesparena elektrona: O=O.

U molekulu azota N2, multiplicitet veze je 3, jer između svakog atoma postoje 3 nesparena elektrona na vanjskom energetskom nivou, a atomi formiraju 3 zajednička elektronska para N≡N.

Dužina kovalentne veze

Dužina hemijske veze je udaljenost između centara jezgara atoma koji formiraju vezu. Određuje se eksperimentalnim fizičkim metodama. Dužina veze može se približno procijeniti korištenjem pravila aditivnosti, prema kojem je dužina veze u molekuli AB približno jednaka polovini sume dužina veze u molekulima A 2 i B 2:

Dužina hemijske veze može se grubo proceniti atomskim radijusima formiranje veze, ili po komunikacijskoj višestrukosti, ako radijusi atoma nisu mnogo različiti.

Kako se radijusi atoma koji formiraju vezu povećavaju, dužina veze će se povećavati.

Na primjer

Kako se povećava broj veza između atoma (čiji se atomski radijusi ne razlikuju ili se razlikuju samo malo), duljina veze će se smanjiti.

Na primjer . U nizu: C–C, C=C, C≡C, dužina veze se smanjuje.

Energija komunikacije

Mjera snage hemijske veze je energija veze. Energija komunikacije određena energijom potrebnom za prekid veze i uklanjanje atoma koji formiraju tu vezu na beskonačno veliku udaljenost jedan od drugog.

Kovalentna veza je veoma izdržljiv. Njegova energija se kreće od nekoliko desetina do nekoliko stotina kJ/mol. Što je energija veze veća, to je veća snaga veze i obrnuto.

Jačina hemijske veze zavisi od dužine veze, polariteta veze i višestrukosti veze. Što je hemijska veza duža, to je lakše prekinuti, a što je manja energija veze, to je manja njena snaga. Što je hemijska veza kraća, to je jača i veća je energija veze.

Na primjer, u nizu jedinjenja HF, HCl, HBr s leva na desno, jačina hemijske veze smanjuje se, jer Dužina veze se povećava.

Jonska hemijska veza

Jonska veza je hemijska veza zasnovana na elektrostatičko privlačenje jona.

Joni nastaju u procesu prihvatanja ili doniranja elektrona od strane atoma. Na primjer, atomi svih metala slabo drže elektrone sa vanjskog energetskog nivoa. Zbog toga se atomi metala odlikuju obnavljajuća svojstva- sposobnost doniranja elektrona.

Primjer. Atom natrijuma sadrži 1 elektron na energetskom nivou 3. Lako ga se odričući, atom natrija formira mnogo stabilniji Na + jon, sa elektronskom konfiguracijom plemenitog gasa neona Ne. Natrijum jon sadrži 11 protona i samo 10 elektrona, tako da je ukupni naboj jona -10+11 = +1:

+11N / A) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 N / A +) 2 ) 8

Primjer. Atom hlora na svom vanjskom energetskom nivou sadrži 7 elektrona. Da bi stekao konfiguraciju stabilnog inertnog atoma argona Ar, klor treba da dobije 1 elektron. Nakon dodavanja elektrona, formira se stabilan jon hlora koji se sastoji od elektrona. Ukupan naboj jona je -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Bilješka:

• Svojstva jona se razlikuju od svojstava atoma!
• Ne samo da se mogu formirati stabilni joni atomi, ali takođe grupe atoma. Na primjer: amonijum jon NH 4 +, sulfatni jon SO 4 2-, itd. Hemijske veze formirane od takvih jona takođe se smatraju jonskim;
• Jonske veze se obično formiraju jedna između druge metali I nemetali(nemetalne grupe);

Nastali ioni se privlače zbog električne privlačnosti: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Hajde da vizuelno sumiramo razlika između tipa kovalentne i jonske veze:

Metalna hemijska veza

Metalni priključak je veza koja se formira relativno slobodnih elektrona između metalni joni, formirajući kristalnu rešetku.

Atomi metala se obično nalaze na vanjskom energetskom nivou jedan do tri elektrona. Radijusi atoma metala su, u pravilu, veliki - dakle, atomi metala, za razliku od nemetala, prilično lako odustaju od svojih vanjskih elektrona, tj. su jaki redukcioni agensi

Intermolekularne interakcije

Zasebno, vrijedno je razmotriti interakcije koje nastaju između pojedinačnih molekula u tvari - intermolekularne interakcije . Intermolekularne interakcije su vrsta interakcije između neutralnih atoma u kojoj se ne pojavljuju nove kovalentne veze. Sile interakcije između molekula otkrio je Van der Waals 1869. godine i dobio ime po njemu. Van dar Waalsove snage. Van der Waalsove snage se dijele na orijentacija, indukcija I disperzivno . Energija međumolekularnih interakcija je mnogo manja od energije hemijskih veza.

Orijentacijske sile privlačenja nastaju između polarnih molekula (dipol-dipol interakcija). Ove sile se javljaju između polarnih molekula. Induktivne interakcije je interakcija između polarnog i nepolarnog molekula. Nepolarna molekula je polarizirana zbog djelovanja polarnog, što stvara dodatnu elektrostatičku privlačnost.

Posebna vrsta međumolekularne interakcije su vodikove veze. - to su intermolekularne (ili intramolekularne) hemijske veze koje nastaju između molekula koje imaju visoko polarne kovalentne veze - H-F, H-O ili H-N. Ako postoje takve veze u molekulu, onda će ih postojati između molekula dodatne privlačne sile .

Obrazovni mehanizam vodonična veza je dijelom elektrostatička, a dijelom donorsko-akceptorna. U ovom slučaju, donor elektronskog para je atom jako elektronegativnog elementa (F, O, N), a akceptor su atomi vodika povezani sa ovim atomima. Vodikove veze karakteriziraju fokus u svemiru i saturation

Vodikove veze mogu se označiti tačkama: H ··· O. Što je veća elektronegativnost atoma spojenog na vodonik, i što je manja njegova veličina, to je jača vodikova veza. Tipičan je prvenstveno za veze fluor sa vodonikom , kao i do kiseonik i vodonik , manje azot sa vodonikom .

Vodikove veze nastaju između sljedećih supstanci:

— fluorovodonik HF(gas, rastvor fluorovodonika u vodi - fluorovodonična kiselina), vode H 2 O (para, led, tečna voda):

— rastvor amonijaka i organskih amina- između molekula amonijaka i vode;

— organska jedinjenja u kojima se vezuju O-H ili N-H: alkoholi, karboksilne kiseline, amini, aminokiseline, fenoli, anilin i njegovi derivati, proteini, rastvori ugljenih hidrata - monosaharidi i disaharidi.

Vodikova veza utiče na fizička i hemijska svojstva supstanci. Dakle, dodatno privlačenje između molekula otežava ključanje tvari. Supstance sa vodoničnim vezama pokazuju abnormalno povećanje tačke ključanja.

Na primjer U pravilu, s povećanjem molekularne težine, uočava se povećanje točke ključanja tvari. Međutim, u nizu supstanci H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te ne uočavamo linearnu promjenu u tačkama ključanja.

Naime, kod tačka ključanja vode je nenormalno visoka - ne manje od -61 o C, kako nam pokazuje prava linija, ali mnogo više, +100 o C. Ova anomalija se objašnjava prisustvom vodoničnih veza između molekula vode. Dakle, u normalnim uslovima (0-20 o C) voda je tečnost po faznom stanju.

Kovalentna veza. Višestruka veza. Nepolarna veza. Polarna veza.

Valentni elektroni. Hibridna (hibridizovana) orbitala. Dužina veze

Ključne riječi.

Karakteristike hemijskih veza u bioorganskim jedinjenjima

AROMATICNOST

PREDAVANJE 1

POVEZANI SISTEMI: ACIKLIČNI I CIKLIČNI.

1. Karakteristike hemijskih veza u bioorganskim jedinjenjima. Hibridizacija orbitala atoma ugljika.

2. Klasifikacija konjugiranih sistema: aciklični i ciklični.

3 Vrste konjugacije: π, π i π, r

4. Kriterijumi stabilnosti za spregnute sisteme - “energija konjugacije”

5. Aciklični (neciklični) konjugirani sistemi, vrste konjugacije. Glavni predstavnici (alkadieni, nezasićene karboksilne kiseline, vitamin A, karoten, likopen).

6. Ciklični konjugirani sistemi. Kriterijumi aromatičnosti. Hückelovo pravilo. Uloga π-π-, π-ρ-konjugacije u formiranju aromatičnih sistema.

7.Karbociklična aromatična jedinjenja: (benzen, naftalen, antracen, fenantren, fenol, anilin, benzojeva kiselina) - struktura, formiranje aromatičnog sistema.

8. Heterociklična aromatična jedinjenja (piridin, pirimidin, pirol, purin, imidazol, furan, tiofen) - struktura, karakteristike formiranja aromatičnog sistema. Hibridizacija elektronskih orbitala atoma azota tokom formiranja peto- i šestočlanih heteroaromatskih jedinjenja.

9. Medicinski i biološki značaj prirodnih jedinjenja koja sadrže konjugovane sisteme veza i aromatične.

Početni nivo znanja za savladavanje teme (školski kurs hemije):

Elektronske konfiguracije elemenata (ugljik, kiseonik, azot, vodonik, sumpor, halogeni), koncept „orbitale“, hibridizacija orbitala i prostorna orijentacija orbitala elemenata 2. perioda, vrste hemijskih veza, karakteristike formiranja kovalentnih σ- i π-veza, promjene elektronegativnosti elemenata u periodu i grupi, klasifikacija i principi nomenklature organskih jedinjenja.

Organski molekuli nastaju kovalentnim vezama. Kovalentne veze nastaju između dva atomska jezgra zbog zajedničkog (zajedničkog) para elektrona. Ova metoda se odnosi na mehanizam razmjene. Nastaju nepolarne i polarne veze.

Nepolarne veze karakterizira simetrična raspodjela elektronske gustine između dva atoma koja veza povezuje.

Polarne veze karakterizira asimetrična (neravnomjerna) distribucija elektronske gustine; ona se pomjera prema elektronegativnijem atomu.

Serija elektronegativnosti (sastavljena u opadajućem redoslijedu)

A) elementi: F > O > N > C1 > Br > I ~~ S > C > H

B) atom ugljika: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Kovalentne veze mogu biti dva tipa: sigma (σ) i pi (π).

U organskim molekulima, sigma (σ) veze formiraju elektroni smješteni u hibridnim (hibridiziranim) orbitalama; gustoća elektrona se nalazi između atoma na konvencionalnoj liniji njihove veze.

π veze (pi veze) nastaju kada se dvije nehibridizirane p orbitale preklapaju. Njihove glavne ose su paralelne jedna s drugom i okomite na liniju σ veze. Kombinacija σ i π veza naziva se dvostruka (višestruka) veza i sastoji se od dva para elektrona. Trostruka veza se sastoji od tri para elektrona - jedne σ - i dvije π - veze (izuzetno rijetko u bioorganskim jedinjenjima).

σ -Veze su uključene u formiranje skeleta molekula; one su glavne, i π -veze se mogu smatrati dodatnim, ali daju molekulima posebna hemijska svojstva.

1.2. Hibridizacija orbitala 6C atoma ugljika

Elektronska konfiguracija nepobuđenog stanja atoma ugljika

izražava se distribucijom elektrona 1s 2 2s 2 2p 2.

Međutim, u bioorganskim spojevima, kao iu većini neorganskih supstanci, atom ugljika ima valenciju četiri.

Dolazi do prijelaza jednog od 2s elektrona na slobodnu 2p orbitalu. Nastaju pobuđena stanja atoma ugljika, stvarajući mogućnost formiranja tri hibridna stanja, označena kao C sp 3, C sp 2, C sp.

Hibridna orbitala ima karakteristike različite od "čistih" s, p, d orbitala i "mješavina" je dva ili više tipova nehibridiziranih orbitala.

Hibridne orbitale su karakteristične za atome samo u molekulima.

Koncept hibridizacije uveo je 1931. godine L. Pauling, dobitnik Nobelove nagrade.

Razmotrimo lokaciju hibridnih orbitala u svemiru.

C s p 3 --- -- -- ---

U pobuđenom stanju formiraju se 4 ekvivalentne hibridne orbitale. Položaj veza odgovara smjeru središnjih uglova pravilnog tetraedra; ugao između bilo koje dvije veze je 109 0 28, .

U alkanima i njihovim derivatima (alkoholi, haloalkani, amini), svi atomi ugljika, kisika i dušika su u istom sp 3 hibridnom stanju. Atom ugljika formira četiri, atom dušika tri, atom kisika dva kovalentna σ - veze. Oko ovih veza moguća je slobodna rotacija dijelova molekula jedan u odnosu na drugi.

U pobuđenom stanju sp 2 pojavljuju se tri ekvivalentne hibridne orbitale, elektroni koji se nalaze na njima formiraju tri σ - veze koje se nalaze u istoj ravni, ugao između veza je 120 0. Nastaju nehibridizirane 2p orbitale dva susjedna atoma π -veza. Nalazi se okomito na ravan u kojoj se nalaze σ - veze. Interakcija p-elektrona u ovom slučaju se naziva “lateralno preklapanje”. Višestruka veza ne dozvoljava slobodnu rotaciju dijelova molekula oko sebe. Fiksni položaj dijelova molekule praćen je formiranjem dva geometrijska planarna izomerna oblika, koji se nazivaju: cis (cis) - i trans (trans) - izomeri. (cis- lat- s jedne strane, trans- lat- kroz).

π -veza

Atomi povezani dvostrukom vezom su u stanju sp 2 hibridizacije i

prisutni u alkenima, aromatičnim jedinjenjima, formiraju karbonilnu grupu

>C=O, azometinska grupa (imino grupa) -CH=N-

Sa sp 2 --- -- ---

Strukturna formula organskog jedinjenja prikazana je pomoću Lewisovih struktura (svaki par elektrona između atoma je zamijenjen crticom)

C 2 H 6 CH 3 - CH 3 H H

1.3. Polarizacija kovalentnih veza

Kovalentnu polarnu vezu karakterizira neravnomjerna raspodjela elektronske gustine. Za označavanje smjera pomaka elektronske gustine koriste se dvije konvencionalne slike.

Polarna σ – veza. Pomak elektronske gustine je označen strelicom duž linije veze. Kraj strelice je usmjeren prema elektronegativnijem atomu. Pojava djelomičnih pozitivnih i negativnih naboja označena je slovom “b” “delta” sa željenim predznakom naboja.

b + b- b+ b + b- b + b-

CH 3 -> O<- Н СН 3 - >C1 CH 3 -> NH 2

metanol klorometan aminometan (metilamin)

Polarna π veza. Pomak elektronske gustine označen je polukružnom (zakrivljenom) strelicom iznad pi veze, također usmjerenom prema elektronegativnijem atomu. ()

b + b- b+ b-

H 2 C = O CH 3 - C === O

metanal |

CH 3 propanon -2

1. Odredite vrstu hibridizacije atoma ugljenika, kiseonika, azota u jedinjenjima A, B, C. Navedite jedinjenja koristeći pravila IUPAC nomenklature.

A. CH 3 -CH 2 - CH 2 -OH B. CH 2 = CH - CH 2 - CH=O

B. CH 3 - N H– C 2 H 5

2. Napravite oznake koje karakteriziraju smjer polarizacije svih naznačenih veza u jedinjenjima (A - D)

A. CH 3 – Br B. C 2 H 5 – O- N C. CH 3 -NH- C 2 H 5