Legăturile covalente multiple sunt reprezentate de compuși organici nesaturați care conțin legături chimice duble și triple. Pentru a descrie natura compușilor nesaturați, L. Pauling introduce conceptele de legături sigma și π și hibridizarea orbitalilor atomici.

Hibridizarea Pauling pentru doi electroni S și doi p a făcut posibilă explicarea direcției legăturilor chimice, în special configurația tetraedrică a metanului. Pentru a explica structura etilenei, un electron p trebuie izolat din cei patru electroni echivalenti Sp3 ai atomului de carbon pentru a forma o legătură suplimentară, numită legătura π. În acest caz, cei trei orbitali sp2-hibrizi rămași sunt localizați în plan la un unghi de 120° și formează legături de bază, de exemplu, o moleculă de etilenă plană.

În cazul moleculei de acetilenă, la hibridizare iau parte doar un orbital S și un orbital p (după Pauling) și se formează doi orbitali Sp, situați la un unghi de 180° și direcționați în direcții opuse. Doi orbitali p „puri” ai atomilor de carbon se suprapun în perechi în planuri reciproc perpendiculare, formând două legături π ale unei molecule liniare de acetilenă.

Părerile lui L. Pauling au fost reflectate în cartea sa „The Nature of the Chemical Bond”, care a devenit o carte de referință pentru chimist timp de mulți ani. În 1954, L. Pauling a fost premiat Premiul Nobelîn chimie cu formularea „Pentru cercetarea naturii legăturilor chimice și aplicarea acesteia pentru a determina structura compușilor complecși”.

Cu toate acestea sens fizic hibridizarea selectivă a orbitalilor atomici a rămas neclară hibridizarea a fost o transformare algebrică căreia nu putea fi atribuită realitatea fizică.

Linus Pauling a încercat să îmbunătățească descrierea legăturii chimice prin eliminarea selectivității hibridizării orbitale în moleculele compușilor nesaturați și creând teoria legăturii chimice îndoite. În raportul său la un simpozion de teoretică chimie organică, dedicat memoriei lui Kekule (Londra, septembrie 1958), L. Pauling a propus mod nou descriind o legătură dublă ca o combinație a două legături chimice îndoite identice și o legătură triplă ca o combinație a trei legături chimice îndoite. Pe aceasta

La simpozion, L. Pauling a declarat categoric:

Pot exista chimiști care cred că o inovație extrem de importantă... a fost descrierea descrierii σ,π pentru legăturile duble sau triple și sistemele conjugate în loc de descrierea folosind legături îndoite. Susțin că descrierea σ,π este mai puțin satisfăcătoare decât descrierea folosind legături curbe, că această inovație este doar tranzitorie și se va stinge în curând.

ÎN noua teorie Pauling, toți electronii de legătură au devenit egali și echidistanți de linia care leagă nucleele moleculei. Teoria lui Pauling a legăturii chimice curbe a ținut cont de interpretarea statistică a funcției de undă M. Born și de corelația electronilor Coulombi a electronilor. A apărut o semnificație fizică - natura unei legături chimice este complet determinată de interacțiunea electrică a nucleelor ​​și a electronilor. Cu cât sunt mai mulți electroni de legătură, cu atât distanța internucleară este mai mică și legătura chimică dintre atomii de carbon este mai puternică.

Legătură chimică în trei centre

Dezvoltarea ulterioară a ideilor despre legăturile chimice a fost oferită de chimistul fizician american W. Lipscomb, care a dezvoltat teoria legăturilor cu doi electroni și trei centre și o teorie topologică care face posibilă prezicerea structurii altor hidruri de bor (hidruri de hidrogen). ).

O pereche de electroni într-o legătură chimică cu trei centre devine comună pentru trei nuclee atomice. În cel mai simplu reprezentant al unei legături chimice cu trei centre, ionul molecular de hidrogen H3+, o pereche de electroni ține împreună trei protoni.

În molecula de diboran există patru covalente unice Conexiuni B-Hși două legături cu doi electroni cu trei centre. Distanța internucleară într-o singură legătură B-H covalentă este de 1,19 Å, în timp ce distanța similară într-o legătură B-H-B cu trei centre este de 1,31 Å. Unghiul legăturii B-H-B cu trei centre (φ) este 830. Combinația a două legături cu trei centre în molecula de diboran permite nucleelor ​​atomilor de bor să fie menținute la o distanță de dB-B = 2 · 1,31 · sin φ /2 = 1,736 Å. Nucleele atomilor de hidrogen de legătură se află la o distanță de h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Å de planul în care se află patru legături simple covalente B-H.

Legăturile cu trei centre pot fi realizate nu numai într-un triunghi de doi atomi de bor și un atom de hidrogen, ci și între trei atomi de bor, de exemplu, în cadru borohidrogeni (pentaboran - B 5 H 9, decaboran - B 10 H 4 etc. .). Aceste structuri conțin atomi de hidrogen obișnuiți (terminali) și triunghiuri de atomi de bor incluși într-o legătură cu trei centre (punte).

Existența boranelor cu legăturile lor cu doi electroni și trei centre cu atomi de hidrogen „puneți” a încălcat doctrina canonică a valenței. Atomul de hidrogen, considerat anterior un element monovalent standard, s-a dovedit a fi conectat prin legături identice la doi atomi de bor și a devenit oficial un element divalent. Lucrările lui W. Lipscomb privind descifrarea structurii boranelor au extins înțelegerea legăturilor chimice. Comitetul Nobel i-a acordat lui William Nunn Lipscomb Premiul pentru Chimie pentru 1976 cu formularea „Pentru studiile sale asupra structurii boranilor (borohidrite), clarificând problemele legăturilor chimice”.

Legături chimice multisite

În 1951, T. Keeley și P. Pawson au obținut în mod neașteptat un compus organoferron complet nou în timpul sintezei diciclopentadienilului. Prepararea unui compus de fier cristalin galben-portocaliu, necunoscut anterior, excepțional de stabil, a atras imediat atenția.

E. Fisher și D. Wilkinson au stabilit în mod independent structura noului compus - două inele ciclopentadienil sunt aranjate în paralel, în straturi sau sub forma unui „sandwich” cu un atom de fier situat între ele în centru (Fig. 8). ). Denumirea „ferocen” a fost propusă de R. Woodward (sau mai bine zis, de un membru al grupului său, D. Whiting). Reflectă prezența unui atom de fier și a zece atomi de carbon în compus (zehn - zece).

Toate cele zece legături (C-Fe) din molecula de ferocen sunt echivalente, valoarea distanței internucleare Fe-c este de 2,04 Å. Toți atomii de carbon dintr-o moleculă de ferocen sunt echivalenti din punct de vedere structural și chimic, lungimea fiecăruia Conexiuni C-C 1,40 - 1,41 Å (pentru comparație, în benzen lungimea legăturii C-C este de 1,39 Å). O înveliș de 36 de electroni apare în jurul atomului de fier.

În 1973, Ernst Otto Fischer și Geoffrey Wilkinson au primit Premiul Nobel pentru Chimie „pentru munca lor independentă de pionierat în domeniul compușilor sandwich organometalici”. Indvar Lindqvist, membru al Academiei Regale de Științe Suedeze, în discursul său la prezentarea laureaților, a afirmat că „descoperirea și demonstrarea unor noi principii de conexiuni și structuri prezente în compușii tip sandwich este o realizare semnificativă, semnificația practică a ceea ce în prezent este imposibil de prezis.”

În prezent, s-au obținut derivați de diciclopentadienil ai multor metale. Derivații metalelor de tranziție au aceeași structură și aceeași natură a legăturii ca și ferocenul. Lantanidele nu formează o structură tip sandwich, ci o structură care amintește de o stea cu trei raze [Atomii La, Ce, Pr, Nd creează, prin urmare, o legătură chimică de cincisprezece centre.

La scurt timp după ferocen, a fost obținut cromul dibenzen. Dibenzen-molibden și dibenzen-vanadiu au fost obținute folosind aceeași schemă]. În toți compușii acestei clase, atomii de metal sunt ținuți împreună prin două inele cu șase atomi. Toate cele 12 legături metal-carbon din acești compuși sunt identice.

A fost sintetizat și uranocenul [bis(ciclooctatetraen)uraniu], în care atomul de uraniu conține două inele cu opt membri. Toate cele 16 legături uraniu-carbon din uranocen sunt identice. Uranocenul este preparat prin reacția UCl 4 cu un amestec de ciclooctatetraen și potasiu în tetrahidrofuran la minus 300 C.

Legătură chimică covalentă apare în moleculele dintre atomi datorită formării perechilor de electroni comuni. Tipul de legătură covalentă poate fi înțeles atât ca mecanism de formare a acesteia, cât și ca polaritatea legăturii. În general, legăturile covalente pot fi clasificate după cum urmează:

• Conform mecanismului de formare, o legătură covalentă poate fi formată printr-un mecanism de schimb sau donor-acceptor.
• În ceea ce privește polaritatea, o legătură covalentă poate fi nepolară sau polară.
• În ceea ce privește multiplicitatea, o legătură covalentă poate fi simplă, dublă sau triplă.

Aceasta înseamnă că o legătură covalentă într-o moleculă are trei caracteristici. De exemplu, în molecula de clorură de hidrogen (HCl), o legătură covalentă este formată printr-un mecanism de schimb este polar și simplu. În cationul de amoniu (NH 4 +), legătura covalentă dintre amoniac (NH 3) și cationul de hidrogen (H +) se formează conform mecanismului donor-acceptor, în plus, această legătură este polară și simplă. În molecula de azot (N 2), legătura covalentă se formează conform mecanismului de schimb este nepolară și triplă.

La mecanism de schimbÎn formarea unei legături covalente, fiecare atom are un electron liber (sau mai mulți electroni). Electronii liberi de la diferiți atomi formează perechi sub forma unui nor de electroni comun.

La mecanism donor-acceptorÎn formarea unei legături covalente, un atom are o pereche de electroni liberi, iar celălalt are un orbital gol. Primul (donatorul) oferă perechea pentru uz comun cu al doilea (acceptor). Deci, în cationul de amoniu, azotul are o pereche singură, iar ionul de hidrogen are un orbital gol.

Legătură covalentă nepolară format între atomii aceluiaşi element chimic. Deci, în moleculele de hidrogen (H2), oxigen (O2) și altele, legătura este nepolară. Aceasta înseamnă că perechea de electroni partajată în în egală măsură aparține ambilor atomi deoarece au aceeași electronegativitate.

Legătură covalentă polară format între atomi de diferite elemente chimice. Un atom mai electronegativ deplasează o pereche de electroni spre sine. Cu cât diferența de electronegativitate dintre atomi este mai mare, cu atât mai mulți electroni vor fi deplasați și legătura va fi mai polară. Deci, în CH 4, deplasarea perechilor de electroni comuni de la atomii de hidrogen la atomi de carbon nu este atât de mare, deoarece carbonul nu este mult mai electronegativ decât hidrogenul. Cu toate acestea, în fluorura de hidrogen, legătura HF este foarte polară, deoarece diferența de electronegativitate dintre hidrogen și fluor este semnificativă.

Legătură covalentă simplă format atunci când atomii împart o pereche de electroni dubla- dacă doi, triplu- dacă trei. Un exemplu de legătură covalentă simplă pot fi molecule de hidrogen (H 2), acid clorhidric (HCl). Un exemplu de dublă legătură covalentă este molecula de oxigen (O2), unde fiecare atom de oxigen are doi electroni nepereche. Un exemplu de legătură covalentă triplă este o moleculă de azot (N2).

Legătură simplă (singlă) Tipuri de legături în compușii bioorganici.

Legătura covalentă. Conexiune multiplă. Legătură nepolară. Conexiune polară.

Electroni de valență. Orbital hibrid (hibridizat). Lungimea link-ului

Cuvinte cheie.

Caracteristicile legăturilor chimice din compușii bioorganici

AROMATICITATE

PRELEZA 1

SISTEME CONECTATE: ACICLICE ȘI CICLICE.

1. Caracteristicile legăturilor chimice din compușii bioorganici. Hibridarea orbitalilor atomilor de carbon.

2. Clasificarea sistemelor conjugate: aciclice și ciclice.

3 tipuri de conjugare: π, π și π, р

4. Criterii de stabilitate pentru sistemele cuplate - „energie de conjugare”

5. Sisteme conjugate aciclice (neciclice), tipuri de conjugare. Principalii reprezentanți (alcadiene, nesaturate acizi carboxilici, vitamina A, caroten, licopen).

6. Sisteme conjugate ciclice. Criterii de aromatitate. regula lui Hückel. Rolul conjugării π-π-, π-ρ-în formarea sistemelor aromatice.

7.Compuși aromatici carbociclici: (benzen, naftalenă, antracen, fenantren, fenol, anilină, acid benzoic) - structura, formarea unui sistem aromatic.

8. Compuși aromatici heterociclici (piridină, pirimidină, pirol, purină, imidazol, furan, tiofen) - structură, caracteristici ale formării sistemului aromatic. Hibridizarea orbitalilor de electroni ai atomului de azot în timpul formării compușilor heteroaromatici cu cinci și șase membri.

9. Medical semnificație biologică compuși naturali care conțin sisteme de legături conjugate și cei aromatici.

Nivelul inițial de cunoștințe pentru stăpânirea temei ( curs şcolar chimie):

Configurații electronice ale elementelor (carbon, oxigen, azot, hidrogen, sulf, halogeni), conceptul de „orbital”, hibridizarea orbitalilor și orientarea spațială a orbitalilor elementelor din perioada a 2-a., tipuri de legături chimice, caracteristici ale formării a legăturilor covalente σ- și π, modificări ale electronegativității elementelor din perioada și grupa, clasificarea și principiile nomenclaturii compușilor organici.

Moleculele organice se formează prin legături covalente. Legăturile covalente apar între două nuclee atomice datorită unei perechi comune (împărtășite) de electroni. Această metodă se referă la mecanismul de schimb. Se formează legături nepolare și polare.

Legăturile nepolare sunt caracterizate printr-o distribuție simetrică a densității electronilor între cei doi atomi pe care îi conectează legătura.

Legăturile polare sunt caracterizate printr-o distribuție asimetrică (neuniformă) a densității electronilor, aceasta se deplasează către un atom mai electronegativ.

Seria de electronegativitate (compusă în ordine descrescătoare)

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

B) atom de carbon: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Există două tipuri de legături covalente: sigma (σ) și pi (π).

ÎN molecule organice Legăturile sigma (σ) sunt formate din electroni localizați în orbitali hibrizi (hibridați), densitatea electronilor este situată între atomi pe linia convențională a legăturii lor.

Legăturile π (legăturile pi) apar atunci când doi orbitali p nehibridați se suprapun. Axele lor principale sunt situate paralele între ele și perpendiculare pe linia de legătură σ. Combinația de legături σ și π se numește legătură dublă (multiple) și constă din două perechi de electroni. O legătură triplă constă din trei perechi de electroni - una σ - și două legături π - (extrem de rare în compușii bioorganici).

σ -Legăturile sunt implicate în formarea scheletului molecular ele sunt principalele; π -legaturile pot fi considerate suplimentare, dar conferind moleculelor proprietati chimice deosebite.

1.2. Hibridizarea orbitalilor atomului de carbon 6C

Configurația electronică a stării neexcitate a atomului de carbon

este exprimată prin distribuția de electroni 1s 2 2s 2 2p 2.

Mai mult, în compușii bioorganici, ca și în majoritatea substante anorganice, atomul de carbon are o valență de patru.

Are loc o tranziție a unuia dintre electronii 2s la un orbital 2p liber. Apar stări excitate ale atomului de carbon, creând posibilitatea formării a trei stări hibride, denumite C sp 3, C sp 2, C sp.

Un orbital hibrid are caracteristici diferite de orbitalii „puri” s, p, d și este un „amestec” de două sau mai multe tipuri de orbitali nehibridați.

Orbitii hibrizi sunt caracteristici atomilor numai în molecule.

Conceptul de hibridizare a fost introdus în 1931 de L. Pauling, laureat al Premiului Nobel.

Să luăm în considerare locația orbitalilor hibrizi în spațiu.

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

În starea excitată, se formează 4 orbitali hibrizi echivalenți. Locația legăturilor corespunde direcției unghiurilor centrale ale unui tetraedru regulat unghiul dintre oricare două legături este egal cu 109 0 28, .

În alcani și derivații lor (alcooli, haloalcani, amine), toți atomii de carbon, oxigen și azot sunt în aceeași stare hibridă sp 3. Atomul de carbon formează patru, atomul de azot trei, atomul de oxigen doi covalenti σ - conexiuni. În jurul acestor legături, este posibilă rotația liberă a părților moleculei unele față de altele.

In starea excitata sp 2 apar trei orbitali hibrizi echivalenti, electronii situati pe ei formeaza trei σ - legături care sunt situate în același plan, unghiul dintre legături este de 120 0. Se formează orbitali 2p nehibridați ai doi atomi vecini π -conexiune. Este situat perpendicular pe planul în care sunt situate σ - conexiuni. Interacțiunea electronilor p este în în acest caz, numele ʼʼsuprapunere lateralăʼʼ. O legătură multiplă nu permite rotația liberă a părților moleculei în jurul ei. Poziția fixă ​​a părților moleculei este însoțită de formarea a două forme geometrice izomerice plane, care se numesc: izomeri cis (cis) - și trans (trans). (cis- lat- pe o parte, trans- lat- prin).

π -conexiune

Atomi conectați legătură dublă, sunt într-o stare de hibridizare sp 2 şi

prezente în alchene, compuși aromatici, formează o grupare carbonil

>C=O, grupare azometină (grupare imino) -CH=N-

Cu sp 2 - --- -- ---

Formula structurală un compus organic este descris folosind structuri Lewis (fiecare pereche de electroni dintre atomi este înlocuită cu o liniuță)

C2H6CH3-CH3HH

1.3. Polarizarea legăturilor covalente

O legătură polară covalentă este caracterizată printr-o distribuție neuniformă a densității electronilor. Pentru a indica direcția deplasării densității electronilor, sunt utilizate două imagini convenționale.

Polar σ – legătura. Deplasarea densității electronilor este indicată de o săgeată de-a lungul liniei de legătură. Capătul săgeții este îndreptat către atomul mai electronegativ. Apariția sarcinilor parțiale pozitive și negative este indicată folosind litera ʼʼ bʼʼ ʼʼ deltaʼʼ cu semnul de sarcină dorit.

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

CH 3 -> O<- Н СН 3 - >C1 CH3 -> NH2

metanol clormetan aminometan (metilamină)

Legătura π polară. Deplasarea densității electronilor este indicată de o săgeată semicirculară (curbată) deasupra legăturii pi, de asemenea îndreptată spre atomul mai electronegativ. ()

b + b- b+ b-

H2C = O CH3 - C === O

metanal |

CH3propanonă -2

1. Determinați tipul de hibridizare a atomilor de carbon, oxigen, azot din compușii A, B, C. Numiți compușii folosind regulile nomenclaturii IUPAC.

A. CH3-CH2-CH2-OH B. CH2=CH-CH2-CH=O

B. CH3 - N H– C2H5

2. Faceți notații care caracterizează direcția de polarizare a tuturor legăturilor indicate în compuși (A - D)

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

G. C2H5 – CH= O

Legătură simplă (singlă) Tipuri de legături în compușii bioorganici. - concept și tipuri. Clasificarea și caracteristicile categoriei „Legătură simplă (singlă). Tipuri de legături în compușii bioorganici”. 2017, 2018.

Subiecte Codificator de examen de stat unificat: Legătura chimică covalentă, varietățile și mecanismele sale de formare. Caracteristicile legăturilor covalente (polaritatea și energia de legătură). Legătura ionică. Conexiune metalica. Legătura de hidrogen

Legături chimice intramoleculare

În primul rând, să ne uităm la legăturile care apar între particulele din molecule. Se numesc astfel de conexiuni intramolecular.

Legatura chimica între atomii elementelor chimice are natură electrostatică și se formează datorită interacțiunea electronilor externi (de valență)., într-o măsură mai mare sau mai mică deținute de nuclee încărcate pozitiv atomi legați.

Conceptul cheie aici este ELECTRONEGATIVITATE. Acesta este cel care determină tipul de legătură chimică dintre atomi și proprietățile acestei legături.

este capacitatea unui atom de a atrage (reține) extern(valenţă) electroni. Electronegativitatea este determinată de gradul de atracție a electronilor exteriori către nucleu și depinde în primul rând de raza atomului și de sarcina nucleului.

Electronegativitatea este dificil de determinat fără ambiguitate. L. Pauling a întocmit un tabel de electronegativități relative (bazat pe energiile de legătură ale moleculelor diatomice). Cel mai electronegativ element este fluor cu sens 4 .

Este important să rețineți că în diferite surse puteți găsi diferite scale și tabele de valori ale electronegativității. Acest lucru nu ar trebui să fie alarmat, deoarece formarea unei legături chimice joacă un rol atomi și este aproximativ același în orice sistem.

Dacă unul dintre atomii din legătura chimică A:B atrage electronii mai puternic, atunci perechea de electroni se deplasează spre el. Cu atât mai mult diferenta de electronegativitate atomi, cu atât perechea de electroni se deplasează mai mult.

Dacă valorile electronegativității atomilor care interacționează sunt egale sau aproximativ egale: EO(A)≈EO(B), atunci perechea de electroni comună nu se deplasează la niciunul dintre atomii: A: B. Această conexiune se numește covalent nepolar.

Dacă electronegativitățile atomilor care interacționează diferă, dar nu foarte mult (diferența de electronegativitate este aproximativ de la 0,4 la 2: 0,4<ΔЭО<2 ), apoi perechea de electroni este deplasată la unul dintre atomi. Această conexiune se numește polar covalent .

Dacă electronegativitățile atomilor care interacționează diferă semnificativ (diferența de electronegativitate este mai mare de 2: ΔEO>2), apoi unul dintre electroni este aproape complet transferat către alt atom, odată cu formarea ionii. Această conexiune se numește ionic.

Tipuri de bază de legături chimice − covalent, ionicŞi metal comunicatii. Să le aruncăm o privire mai atentă.

Legătură chimică covalentă

Legătura covalentă – este o legătură chimică , format din cauza formarea unei perechi de electroni comune A:B . Mai mult, doi atomi se suprapun orbitali atomici. O legătură covalentă se formează prin interacțiunea atomilor cu o mică diferență de electronegativitate (de obicei între două nemetale) sau atomi ai unui element.

Proprietățile de bază ale legăturilor covalente

• se concentreze,
• saturabilitate,
• polaritate,
• polarizabilitate.

Aceste proprietăți de legătură influențează proprietățile chimice și fizice ale substanțelor.

Direcția de comunicare caracterizează structura chimică și forma substanțelor. Unghiurile dintre două legături se numesc unghiuri de legătură. De exemplu, într-o moleculă de apă unghiul de legătură H-O-H este 104,45 o, prin urmare molecula de apă este polară, iar într-o moleculă de metan unghiul de legătură H-C-H este 108 o 28′.

Saturabilitatea este capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături chimice covalente. Numărul de legături pe care le poate forma un atom se numește.

Polaritate legarea are loc datorită distribuției neuniforme a densității electronice între doi atomi cu electronegativitate diferită. Legăturile covalente sunt împărțite în polare și nepolare.

Polarizabilitate conexiunile sunt capacitatea electronilor de legătură de a se deplasa sub influența unui câmp electric extern(în special, câmpul electric al altei particule). Polarizabilitatea depinde de mobilitatea electronilor. Cu cât electronul este mai departe de nucleu, cu atât este mai mobil și, în consecință, molecula este mai polarizabilă.

Legătură chimică covalentă nepolară

Există 2 tipuri de legături covalente - POLARŞi NON-POLARE .

Exemplu . Să luăm în considerare structura moleculei de hidrogen H2. Fiecare atom de hidrogen din nivelul său de energie exterior poartă 1 electron nepereche. Pentru a afișa un atom, folosim structura Lewis - aceasta este o diagramă a structurii nivelului de energie exterior al unui atom, când electronii sunt indicați prin puncte. Modelele de structură a punctelor Lewis sunt destul de utile atunci când lucrați cu elemente din a doua perioadă.

H. + . H = H:H

Astfel, o moleculă de hidrogen are o pereche de electroni comună și o legătură chimică H-H. Această pereche de electroni nu se deplasează la niciunul dintre atomii de hidrogen, deoarece Atomii de hidrogen au aceeași electronegativitate. Această conexiune se numește covalent nepolar .

Legătură covalentă nepolară (simetrică). este o legătură covalentă formată din atomi cu electronegativitate egală (de obicei aceleași nemetale) și, prin urmare, cu o distribuție uniformă a densității electronice între nucleele atomilor.

Momentul dipol al legăturilor nepolare este 0.

Exemple: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Legătură chimică polară covalentă

Legătură polară covalentă este o legătură covalentă care apare între atomi cu electronegativitate diferită (de obicei diverse nemetale) și este caracterizată deplasare perechea de electroni partajată la un atom mai electronegativ (polarizare).

Densitatea electronilor este deplasată la atomul mai electronegativ - prin urmare, pe acesta apare o sarcină negativă parțială (δ-), iar pe atomul mai puțin electronegativ apare o sarcină pozitivă parțială (δ+, delta +).

Cu cât diferența de electronegativitate a atomilor este mai mare, cu atât este mai mare polaritate conexiuni și multe altele moment dipol . Forțe de atracție suplimentare acționează între moleculele vecine și sarcinile de semn opus, care crește rezistenţă comunicatii.

Polaritatea legăturilor afectează proprietățile fizice și chimice ale compușilor. Mecanismele de reacție și chiar reactivitatea legăturilor învecinate depind de polaritatea legăturii. Polaritatea conexiunii determină adesea polaritatea moleculeiși astfel afectează direct proprietăți fizice precum punctul de fierbere și punctul de topire, solubilitatea în solvenți polari.

Exemple: HCI, C02, NH3.

Mecanisme de formare a legăturilor covalente

Legăturile chimice covalente pot apărea prin două mecanisme:

1. Mecanism de schimb formarea unei legături chimice covalente are loc atunci când fiecare particulă furnizează un electron nepereche pentru a forma o pereche de electroni comună:

O . + . B= A:B

2. Formarea legăturii covalente este un mecanism în care una dintre particule oferă o pereche de electroni singuratică, iar cealaltă particulă oferă un orbital liber pentru această pereche de electroni:

O: + B= A:B

În acest caz, unul dintre atomi oferă o pereche singură de electroni ( donator), iar celălalt atom oferă un orbital vacant pentru acea pereche ( acceptor). Ca urmare a formării ambelor legături, energia electronilor scade, adică. acest lucru este benefic pentru atomi.

O legătură covalentă formată printr-un mecanism donor-acceptor nu este diferitîn proprietăţi din alte legături covalente formate prin mecanismul de schimb. Formarea unei legături covalente prin mecanismul donor-acceptor este tipică pentru atomii fie cu un număr mare de electroni la nivel de energie externă (donatori de electroni), fie, dimpotrivă, cu un număr foarte mic de electroni (acceptori de electroni). Capacitățile de valență ale atomilor sunt discutate mai detaliat în secțiunea corespunzătoare.

O legătură covalentă este formată printr-un mecanism donor-acceptor:

- într-o moleculă monoxid de carbon CO(legatura din molecula este tripla, prin mecanismul de schimb se formeaza 2 legaturi, una prin mecanismul donor-acceptor): C≡O;

- V ion de amoniu NH4+, în ioni amine organice de exemplu, în ionul de metilamoniu CH3-NH2+;

- V compuși complecși, o legătură chimică între atomul central și grupările ligand, de exemplu, în legătura Na de tetrahidroxoaluminat de sodiu între ionii de aluminiu și hidroxid;

- V acid azotic și sărurile sale- nitrați: HNO 3, NaNO 3, în alți compuși de azot;

- într-o moleculă ozon O3.

Caracteristicile de bază ale legăturilor covalente

Legăturile covalente se formează de obicei între atomi nemetalici. Principalele caracteristici ale unei legături covalente sunt lungime, energie, multiplicitate și direcționalitate.

Multiplicitatea legăturii chimice

Multiplicitatea legăturii chimice - Asta numărul de perechi de electroni partajați între doi atomi dintr-un compus. Multiplicitatea unei legături poate fi determinată destul de ușor din valorile atomilor care formează molecula.

De exemplu , în molecula de hidrogen H 2 multiplicitatea legăturilor este 1, deoarece Fiecare hidrogen are doar 1 electron nepereche în nivelul său de energie exterior, prin urmare se formează o pereche de electroni comună.

În molecula de oxigen O 2, multiplicitatea legăturilor este 2, deoarece Fiecare atom de la nivelul energetic exterior are 2 electroni nepereche: O=O.

În molecula de azot N2, multiplicitatea legăturilor este 3, deoarece Între fiecare atom există 3 electroni nepereche la nivelul energetic exterior, iar atomii formează 3 perechi de electroni comuni N≡N.

Lungimea legăturii covalente

Lungimea legăturii chimice este distanța dintre centrele nucleelor ​​atomilor care formează legătura. Se determină prin metode fizice experimentale. Lungimea legăturii poate fi estimată aproximativ folosind regula aditivității, conform căreia lungimea legăturii în molecula AB este aproximativ egală cu jumătate din suma lungimilor legăturilor din moleculele A 2 și B 2:

Lungimea unei legături chimice poate fi estimată aproximativ prin razele atomice formând o legătură, sau prin multiplicitatea comunicării, dacă razele atomilor nu sunt foarte diferite.

Pe măsură ce razele atomilor care formează o legătură cresc, lungimea legăturii va crește.

De exemplu

Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor dintre atomi crește (ale căror raze atomice nu diferă sau diferă doar puțin), lungimea legăturii va scădea.

De exemplu . În seria: C–C, C=C, C≡C, lungimea legăturii scade.

Energia de comunicare

O măsură a puterii unei legături chimice este energia legăturii. Energia de comunicare determinată de energia necesară pentru a rupe o legătură și a îndepărta atomii care formează acea legătură la o distanță infinit de mare unul de celălalt.

O legătură covalentă este foarte rezistent. Energia sa variază de la câteva zeci la câteva sute de kJ/mol. Cu cât energia de legătură este mai mare, cu atât puterea de legătură este mai mare și invers.

Forța unei legături chimice depinde de lungimea legăturii, de polaritatea legăturii și de multiplicitatea legăturii. Cu cât o legătură chimică este mai lungă, cu atât se rupe mai ușor și cu cât energia legăturii este mai mică, cu atât rezistența acesteia este mai mică. Cu cât legătura chimică este mai scurtă, cu atât este mai puternică și energia de legătură este mai mare.

De exemplu, în seria de compuși HF, HCl, HBr de la stânga la dreapta, puterea legăturii chimice scade, pentru că Lungimea conexiunii crește.

Legătură chimică ionică

Legătura ionică este o legătură chimică bazată pe atracția electrostatică a ionilor.

Ioni se formează în procesul de acceptare sau donare de electroni de către atomi. De exemplu, atomii tuturor metalelor rețin slab electronii de la nivelul de energie exterior. Prin urmare, atomii de metal se caracterizează prin proprietăți de restaurare- capacitatea de a dona electroni.

Exemplu. Atomul de sodiu conține 1 electron la nivelul energetic 3. Renunțând cu ușurință la el, atomul de sodiu formează ionul Na + mult mai stabil, cu configurația electronică a gazului nobil neon Ne. Ionul de sodiu conține 11 protoni și doar 10 electroni, deci sarcina totală a ionului este -10+11 = +1:

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

Exemplu. Un atom de clor în nivelul său exterior de energie conține 7 electroni. Pentru a obține configurația unui atom de argon inert stabil Ar, clorul trebuie să câștige 1 electron. După adăugarea unui electron, se formează un ion de clor stabil format din electroni. Sarcina totală a ionului este -1:

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

Vă rugăm să rețineți:

• Proprietățile ionilor sunt diferite de proprietățile atomilor!
• Ioni stabili se pot forma nu numai atomi, dar de asemenea grupuri de atomi. De exemplu: ion de amoniu NH 4 +, ion sulfat SO 4 2- etc. Legăturile chimice formate de astfel de ioni sunt de asemenea considerate ionice;
• Legăturile ionice se formează de obicei între ele metaleŞi nemetale(grupe nemetalice);

Ionii rezultați sunt atrași datorită atracției electrice: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Să rezumam vizual diferența dintre tipurile de legături covalente și ionice:

Legături metalice chimice

Conexiune metalica este o legătură care se formează relativ electroni liberiîntre ionii metalici, formând o rețea cristalină.

Atomii de metal sunt de obicei localizați la nivelul energetic exterior unul până la trei electroni. Razele atomilor de metal, de regulă, sunt mari - prin urmare, atomii de metal, spre deosebire de nemetale, renunță destul de ușor la electronii lor exteriori, adică. sunt agenți reducători puternici

Interacțiuni intermoleculare

Separat, merită luate în considerare interacțiunile care apar între moleculele individuale dintr-o substanță - interacțiuni intermoleculare . Interacțiunile intermoleculare sunt un tip de interacțiune între atomi neutri în care nu apar noi legături covalente. Forțele de interacțiune dintre molecule au fost descoperite de Van der Waals în 1869 și au fost numite după el. Forțele Van dar Waals. Forțele Van der Waals sunt împărțite în orientare, inducţie Şi dispersiv . Energia interacțiunilor intermoleculare este mult mai mică decât energia legăturilor chimice.

Forțele de orientare ale atracției apar între moleculele polare (interacțiunea dipol-dipol). Aceste forțe apar între moleculele polare. Interacțiuni inductive este interacțiunea dintre o moleculă polară și una nepolară. O moleculă nepolară este polarizată datorită acțiunii uneia polare, care generează atracție electrostatică suplimentară.

Un tip special de interacțiune intermoleculară sunt legăturile de hidrogen. - acestea sunt legături chimice intermoleculare (sau intramoleculare) care apar între molecule care au legături covalente foarte polare - H-F, H-O sau H-N. Dacă există astfel de legături într-o moleculă, atunci între molecule vor exista forțe de atracție suplimentare .

Mecanismul educației legăturile de hidrogen sunt parțial electrostatice și parțial donor-acceptor. În acest caz, donorul perechii de electroni este un atom al unui element puternic electronegativ (F, O, N), iar acceptorul sunt atomii de hidrogen conectați la acești atomi. Legăturile de hidrogen se caracterizează prin se concentreze în spaţiu şi saturaţie

Legăturile de hidrogen pot fi indicate prin puncte: H ··· O. Cu cât electronegativitatea atomului conectat la hidrogen este mai mare și cu cât dimensiunea acestuia este mai mică, cu atât legătura de hidrogen este mai puternică. Este tipic în primul rând pentru conexiuni fluor cu hidrogen , precum și să oxigen si hidrogen , într-o măsură mai mică azot cu hidrogen .

Legăturile de hidrogen apar între următoarele substanțe:

— fluorură de hidrogen HF(gaz, soluție de acid fluorhidric în apă - acid fluorhidric), apă H2O (abur, gheață, apă lichidă):

— soluție de amoniac și amine organice- intre amoniac si moleculele de apa;

— compuși organici în care se leagă O-H sau N-H: alcooli, acizi carboxilici, amine, aminoacizi, fenoli, anilina si derivatii ei, proteine, solutii de carbohidrati - monozaharide si dizaharide.

Legăturile de hidrogen afectează proprietățile fizice și chimice ale substanțelor. Astfel, atracția suplimentară între molecule face dificilă fierberea substanțelor. Substanțele cu legături de hidrogen prezintă o creștere anormală a punctului de fierbere.

De exemplu De regulă, odată cu creșterea greutății moleculare, se observă o creștere a punctului de fierbere al substanțelor. Cu toate acestea, într-o serie de substanțe H2O-H2S-H2Se-H2Te nu observăm o modificare liniară a punctelor de fierbere.

Și anume, la punctul de fierbere al apei este anormal de ridicat - nu mai puțin de -61 o C, după cum ne arată linia dreaptă, dar mult mai mult, +100 o C. Această anomalie se explică prin prezența legăturilor de hidrogen între moleculele de apă. Prin urmare, în condiții normale (0-20 o C) apa este lichid după starea de fază.

Legătura covalentă. Conexiune multiplă. Legătură nepolară. Conexiune polară.

Electroni de valență. Orbital hibrid (hibridizat). Lungimea link-ului

Cuvinte cheie.

Caracteristicile legăturilor chimice din compușii bioorganici

AROMATICITATE

PRELEZA 1

SISTEME CONECTATE: ACICLICE ȘI CICLICE.

1. Caracteristicile legăturilor chimice din compușii bioorganici. Hibridarea orbitalilor atomilor de carbon.

2. Clasificarea sistemelor conjugate: aciclice și ciclice.

3 tipuri de conjugare: π, π și π, р

4. Criterii de stabilitate pentru sistemele cuplate - „energie de conjugare”

5. Sisteme conjugate aciclice (neciclice), tipuri de conjugare. Reprezentanți principali (alcadiene, acizi carboxilici nesaturați, vitamina A, caroten, licopen).

6. Sisteme conjugate ciclice. Criterii de aromatitate. regula lui Hückel. Rolul conjugării π-π-, π-ρ-în formarea sistemelor aromatice.

7.Compuși aromatici carbociclici: (benzen, naftalenă, antracen, fenantren, fenol, anilină, acid benzoic) - structura, formarea unui sistem aromatic.

8. Compuși aromatici heterociclici (piridină, pirimidină, pirol, purină, imidazol, furan, tiofen) - structură, caracteristici ale formării sistemului aromatic. Hibridizarea orbitalilor de electroni ai atomului de azot în timpul formării compușilor heteroaromatici cu cinci și șase membri.

9. Semnificația medicală și biologică a compușilor naturali care conțin sisteme de legături conjugate și a celor aromatice.

Nivel inițial de cunoștințe pentru stăpânirea temei (curs de chimie școlară):

Configurații electronice ale elementelor (carbon, oxigen, azot, hidrogen, sulf, halogeni), conceptul de „orbital”, hibridizarea orbitalilor și orientarea spațială a orbitalilor elementelor din perioada a 2-a., tipuri de legături chimice, caracteristici ale formării a legăturilor covalente σ- și π, modificări ale electronegativității elementelor în perioadă și grup, clasificarea și principiile nomenclaturii compușilor organici.

Moleculele organice se formează prin legături covalente. Legăturile covalente apar între două nuclee atomice datorită unei perechi comune (împărtășite) de electroni. Această metodă se referă la mecanismul de schimb. Se formează legături nepolare și polare.

Legăturile nepolare sunt caracterizate printr-o distribuție simetrică a densității electronilor între cei doi atomi pe care îi conectează legătura.

Legăturile polare sunt caracterizate printr-o distribuție asimetrică (neuniformă) a densității electronilor, aceasta se deplasează către un atom mai electronegativ.

Seria de electronegativitate (compusă în ordine descrescătoare)

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

B) atom de carbon: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Legăturile covalente pot fi de două tipuri: sigma (σ) și pi (π).

În moleculele organice, legăturile sigma (σ) sunt formate din electroni localizați în orbitali hibrizi (hibridați) densitatea electronilor este situată între atomi pe linia convențională a legăturii lor.

Legăturile π (legăturile pi) apar atunci când doi orbitali p nehibridați se suprapun. Axele lor principale sunt situate paralele între ele și perpendiculare pe linia de legătură σ. Combinația de legături σ și π se numește legătură dublă (multiple) și constă din două perechi de electroni. O legătură triplă constă din trei perechi de electroni - una σ - și două legături π - (extrem de rare în compușii bioorganici).

σ -Legăturile sunt implicate în formarea scheletului unei molecule ele sunt principalele; π -legaturile pot fi considerate suplimentare, dar conferind moleculelor proprietati chimice deosebite.

1.2. Hibridizarea orbitalilor atomului de carbon 6C

Configurația electronică a stării neexcitate a atomului de carbon

este exprimată prin distribuția de electroni 1s 2 2s 2 2p 2.

Cu toate acestea, în compușii bioorganici, ca și în majoritatea substanțelor anorganice, atomul de carbon are o valență de patru.

Are loc o tranziție a unuia dintre electronii 2s la un orbital 2p liber. Apar stări excitate ale atomului de carbon, creând posibilitatea formării a trei stări hibride, denumite C sp 3, C sp 2, C sp.

Un orbital hibrid are caracteristici diferite de orbitalii s, p, d „puri” și este un „amestec” de două sau mai multe tipuri de orbitali nehibridați.

Orbitii hibrizi sunt caracteristici atomilor numai în molecule.

Conceptul de hibridizare a fost introdus în 1931 de L. Pauling, laureat al Premiului Nobel.

Să luăm în considerare locația orbitalilor hibrizi în spațiu.

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

În starea excitată, se formează 4 orbitali hibrizi echivalenți. Locația legăturilor corespunde direcției unghiurilor centrale ale unui tetraedru regulat unghiul dintre oricare două legături este egal cu 109 0 28, .

În alcani și derivații lor (alcooli, haloalcani, amine), toți atomii de carbon, oxigen și azot sunt în aceeași stare hibridă sp 3. Atomul de carbon formează patru, atomul de azot trei, atomul de oxigen doi covalenti σ - conexiuni. În jurul acestor legături, este posibilă rotația liberă a părților moleculei unele față de altele.

In starea excitata sp 2 apar trei orbitali hibrizi echivalenti, electronii situati pe ei formeaza trei σ - legături care sunt situate în același plan, unghiul dintre legături este de 120 0. Se formează orbitalii 2p nehibridați ai doi atomi vecini π -conexiune. Este situat perpendicular pe planul în care sunt situate σ - conexiuni. Interacțiunea electronilor p în acest caz se numește „suprapunere laterală”. O legătură multiplă nu permite rotația liberă a părților moleculei în jurul ei. Poziția fixă ​​a părților moleculei este însoțită de formarea a două forme geometrice izomerice plane, care se numesc: izomeri cis (cis) - și trans (trans). (cis- lat- pe o parte, trans- lat- prin).

π -conexiune

Atomii legați printr-o legătură dublă sunt în stare de hibridizare sp 2 și

prezente în alchene, compuși aromatici, formează o grupare carbonil

>C=O, grupare azometină (grupare imino) -CH=N-

Cu sp 2 - --- -- ---

Formula structurală a unui compus organic este descrisă folosind structuri Lewis (fiecare pereche de electroni dintre atomi este înlocuită cu o liniuță)

C2H6CH3-CH3HH

1.3. Polarizarea legăturilor covalente

O legătură polară covalentă este caracterizată printr-o distribuție neuniformă a densității electronilor. Pentru a indica direcția deplasării densității electronilor, sunt utilizate două imagini convenționale.

Polar σ – legătura. Deplasarea densității electronilor este indicată de o săgeată de-a lungul liniei de legătură. Capătul săgeții este îndreptat către atomul mai electronegativ. Apariția sarcinilor parțiale pozitive și negative este indicată cu litera „b” „delta” cu semnul de sarcină dorit.

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

CH 3 -> O<- Н СН 3 - >C1 CH3 -> NH2

metanol clormetan aminometan (metilamină)

Legătura π polară. Deplasarea densității electronilor este indicată de o săgeată semicirculară (curbată) deasupra legăturii pi, de asemenea îndreptată spre atomul mai electronegativ. ()

b + b- b+ b-

H2C = O CH3 - C === O

metanal |

CH3propanonă -2

1. Determinați tipul de hibridizare a atomilor de carbon, oxigen, azot din compușii A, B, C. Numiți compușii folosind regulile nomenclaturii IUPAC.

A. CH3-CH2-CH2-OH B. CH2=CH-CH2-CH=O

B. CH3 - N H– C2H5

2. Faceți notații care caracterizează direcția de polarizare a tuturor legăturilor indicate în compuși (A - D)

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