| Име на параметъра | Значение |
| Тема на статията: | Химични връзки в органичните съединения |
| Рубрика (тематична категория) | образование |
Повечето органични съединения съдържат само няколко основни елемента: въглерод, водород, азот, кислород, сяра и много по-рядко други елементи. Но цялото разнообразие от органични съединения се определя, от една страна, от техния качествен и количествен състав, а от друга, от реда и характера на връзките между атомите.
1.1 Електроотрицателност на елементите
Електроотрицателността на атома е способността му да привлича елементи. Стойностите на електроотрицателността не са значими константи, а само показват относителната способност на атомите да привличат повече или по-малко електрони, когато се образуват с други атоми.
Атомите, разположени в серията на електроотрицателност пред въглерода и имащи стойност на електроотрицателност по-малка от 2,5, увеличават електронната плътност на въглеродния атом, когато образуват връзка с него. Напротив, атоми, чиято стойност на електроотрицателност надвишава 2,5, намаляват електронната плътност на въглеродния атом, когато образуват връзка.
1.2 Йонно свързване
Електронната конфигурация за всеки атом може да се формира по два различни начина. Един от тях е преносът на електрони: атомите на един елемент се отказват от електрони, които отиват към атомите на друг елемент. В този случай се създава т.нар йонна (електровалентна, хетерополярна) връзка:
Атом, който отдава електрони, става положителен йон ( катион); атом, който е приел електрон, става отрицателен йон ( анион).
Отличителни черти на йонните съединения са мигновеното протичане на реакции, дисоциация и солватация на йони във водни разтвори, високи точки на топене и кипене, разтворимост в полярни разтворители, електрическа проводимост на разтвори и стопилки.
Хетерополярна връзка възниква между атоми, които се различават значително по електроотрицателност.
1.3 Ковалентна връзка
Когато атоми с еднаква или подобна електроотрицателност взаимодействат, не се извършва пренос на електрони. Образуването на електронна конфигурация за такива атоми възниква поради обобщаването на два, четири или шест електрона от взаимодействащи атоми. Всяка от обобщените двойки електрони образува един ковалентна (хомеополярна) връзка:
Най-важните физични параметри на ковалентната връзка са тези, които характеризират тяхната симетрия, размер, електрически и термохимични свойства.
Дължина на връзката- ϶ᴛᴏ равновесното разстояние между центровете на ядрата и зависи от това с какви други атоми са свързани. Така дължината на C-C връзката, в зависимост от околната среда, варира в рамките на 0,154 – 0,14 nm.
Ъгли на свързване– ъгли между линиите, свързващи свързаните атоми. Познаването на дължините на връзката и ъглите на връзката е изключително важно за изграждането на правилен пространствен модел, представа за разпределението на електронната плътност и се използва в квантово-химичните изчисления.
Енергия на разкъсване на химична връзка- ϶ᴛᴏ енергия, изразходвана за разкъсване на тази връзка или освободена по време на нейното образуване на мол частици. В случай на молекули, съдържащи две или повече идентични връзки, се разграничава енергията на разкъсване на една от тези връзки или средната енергия на разкъсване на тези връзки. Колкото по-висока е енергията на химичната връзка, толкова по-силна е връзката. Връзката се счита за силна или силна, ако нейната енергия надвишава 500 kJ/mol, слаба - ако нейната енергия е по-малка от 100 kJ/mol. Ако при взаимодействието на атомите се отделя енергия по-малка от 15 kJ/mol, тогава се счита, че не се образува химична връзка, а се наблюдава междумолекулно взаимодействие. Силата на връзката обикновено намалява с увеличаване на дължината на връзката.
Полярност на химичните връзки– характеристика на химическа връзка, показваща промяна в разпределението на електронната плътност в пространството около ядрата в сравнение с разпределението на електронната плътност в неутралните атоми, образуващи тази връзка. Познаването на полярността на връзката е изключително важно за преценка на разпределението на електронната плътност в молекулата и следователно естеството на нейната реактивност.
Поляризация на връзкатасе изразява в изместване на електроните на връзката под въздействието на външно електрическо поле, вкл. и друга реагираща частица. Поляризуемостта се определя от подвижността на електроните. Електроните са толкова по-подвижни, колкото по-далеч са от ядрата.
1.4 Разваляне на връзки
Разкъсването на ковалентна връзка между два атома може да се случи по различни начини:
Кога Авсеки атом е разделен с един електрон, което води до образуването на частици, наречени радикали, които са силно реактивни поради наличието на несдвоен електрон; такава празнина се нарича хомолитично разцепванекомуникации. В случаите bИ Vедин атом може да задържи и двата електрона, оставяйки другия атом без електрони, което води съответно до отрицателни и положителни йони. Ако атомите R и X не са идентични, може да възникне разделяне по един от тези пътища въз основа на това кой атом - R или X - държи двойка електрони. Тези видове пропуски се наричат хетеролитично разцепванеи водят до образуването на йонна двойка.
Химични връзки в органичните съединения – понятие и видове. Класификация и особености на категорията "Химични връзки в органичните съединения" 2017, 2018г.
Реактивността на органичните съединения се определя от вида на химичните връзки и взаимното влияние на атомите в молекулата. Тези фактори от своя страна се определят от взаимодействието на атомните орбитали (АО).
Частта от пространството, в която вероятността за намиране на електрон е максимална, се нарича атомна орбитала.
В органичната химия широко се използва концепцията за хибридни орбитали на въглеродния атом и други елементи. Концепцията за орбитална хибридизация е необходима в случаите, когато броят на несдвоените електрони в основното състояние на атома е по-малък от броя на връзките, които той образува. Постулира се, че различни атомни орбитали с подобна енергия взаимодействат помежду си, за да образуват хибридни орбитали с еднаква енергия. Хибридните орбитали, поради голямото си припокриване, осигуряват по-силна връзка от нехибридизираните орбитали. В зависимост от броя на орбиталите, които са влезли в хибридизация, въглеродният атом може да бъде в три вида хибридизация:
1. Първо състояние на валентност, sp3 хибридизация (тетраедрична)
В резултат на линейна комбинация (смесване) на четири AO на възбуден въглероден атом (един 2s и три 2p) възникват четири еквивалентни sp 3 хибридни орбитали, насочени в пространството към върховете на тетраедъра под ъгли 109,5?. Формата на хибридната орбитала е триизмерна осмица, едно от остриетата на която е много по-голямо от другото.
2. Второ валентно състояние, sp2 - хибридизация (триъгълна)
Възниква в резултат на изместването на една 2s и две 2p атомни орбитали. Получените три sp 2 хибридни орбитали са разположени в една и съща равнина под ъгъл от 120? един към друг, а нехибридизираните p - AO - в перпендикулярна на него равнина. В състояние на sp 2 хибридизация, въглеродният атом се намира в алкеновите молекули, карбонилни и карбоксилни групи
3. Трето валентно състояние, sp - хибридизация
Възниква в резултат на смесването на един 2s и един 2p AO. Получените две sp хибридни орбитали са разположени линейно, а двете p орбитали са разположени в две взаимно перпендикулярни равнини. Въглеродният атом в sp хибридно състояние се намира в молекули на алкини и нитрили
Има три възможни типа връзки, свързващи отделни атоми на елементи в съединение - електростатични, ковалентни и метални.
Електростатичните връзки включват предимно йонни връзки, които възникват, когато един атом прехвърли електрон или електрони към друг и получените йони се привличат един към друг.
Органичните съединения се характеризират главно с ковалентни връзки. Ковалентната връзка е химическа връзка, образувана чрез споделяне на електроните на свързаните атоми.
За квантово-механичното описание на ковалентните връзки се използват два основни подхода: методът на валентната връзка (VB) и методът на молекулярната орбитала (MO). химична ковалентна молекула
Методът BC се основава на идеята за сдвояване на електрони, което възниква, когато атомните орбитали се припокриват. Обобщена двойка електрони с противоположни спинове образува област с повишена електронна плътност между ядрата на два атома, привличайки и двете ядра. Възниква двуелектронна ковалентна връзка. Според метода BC атомните орбитали запазват своята индивидуалност. Следователно и двата сдвоени електрона остават в атомните орбитали на свързаните атоми, т.е. те са локализирани между ядрата.
В началния етап на развитие на електронната теория (Луис) беше представена идеята за ковалентна връзка като социализирана двойка електрони. За да се обяснят свойствата на различните атоми да образуват определен брой ковалентни връзки, беше формулирано октетното правило. Според него, по време на образуването на молекули от атоми от 2-ри период на периодичната система, D.I. Менделеев, външната обвивка е изпълнена с образуването на стабилна 8-електронна система (обвивка от инертен газ). Четири електронни двойки могат да образуват ковалентни връзки или да съществуват като несподелени двойки.
При преминаване към елементите на третия и следващите периоди правилото на октета губи своята сила, тъй като се появяват d-орбитали с доста ниска енергия. Следователно атомите с по-високи периоди могат да образуват повече от четири ковалентни връзки. Предположенията на Люис за химическата връзка като социална двойка електрони са от чисто качествен характер.
Съгласно метода на МО, електроните на връзката не са локализирани върху АО на определени атоми, а са разположени върху МО, които са линейна комбинация от атомни орбитали (LCAO) на всички атоми, които изграждат молекулата. Броят на образуваните МО е равен на броя на припокриващите се АО. Молекулярната орбитала обикновено е многоцентрова орбитала и електроните, които я запълват, са делокализирани. Запълването на МО с електрони става в съответствие с принципа на Паули. МО, получено чрез добавяне на вълновите функции на атомните орбитали и имащо по-ниска енергия от АО, които го образуват, се нарича свързване. Наличието на електрони в тази орбитала намалява общата енергия на молекулата и осигурява свързването на атомите. Високоенергиен МО, получен чрез изваждане на вълнови функции, се нарича антисвързване (антисвързване). За антисвързваща орбитала вероятността за намиране на електрони между ядрата е нула. Тази орбитала е свободна.
В допълнение към свързващите и антисвързващите МО, има и несвързващи МО, обозначени като n-МО. Те се образуват с участието на АО, носещи двойка електрони, които не участват в образуването на връзката. Такива електрони се наричат още свободни несподелени двойки или n-електрони (те се намират на азотни, кислородни и халогенни атоми).
Има два вида ковалентни връзки: у- (сигма) и р- (пи) връзки.
У-връзка е връзка, образувана от аксиалното припокриване на всякакви (s-, p- или хибридни sp- атомни орбитали) с максимално припокриване, разположено на правата линия, свързваща ядрата на свързаните атоми.
Съгласно метода MO, y-припокриването води до появата на две MO: свързващ y-MO и антисвързващ y*-MO.
p-Връзка е връзка, образувана от странично (странично) припокриване на p-AO, като максималната електронна плътност е разположена от двете страни на правата линия, свързваща ядрата на атомите. Съгласно метода на МО, в резултат на линейна комбинация от две р-АО се образуват свързващ р-МО и антисвързващ р*-МО.
Двойната връзка е комбинация от y- и p-връзки, а тройната връзка е една y- и две p-връзки.
Основните характеристики на ковалентната връзка са енергия, дължина, полярност, поляризуемост, насоченост и насищане.
Енергията на връзката е количеството енергия, освободено по време на образуването на дадена връзка или необходимо за разделяне на два свързани атома. Колкото по-голяма е енергията, толкова по-силна е връзката.
Дължината на връзката е разстоянието между центровете на свързаните атоми. Двойната връзка е по-къса от единичната връзка, а тройната връзка е по-къса от двойната връзка.
Полярността на връзката се определя от неравномерното разпределение (поляризация) на електронната плътност, причината за което е разликата в електроотрицателността на свързаните атоми. Тъй като разликата в електроотрицателността между свързаните атоми се увеличава, полярността на връзката се увеличава. Така може да си представим прехода от неполярна ковалентна връзка през полярна към йонна връзка. Полярните ковалентни връзки са склонни към хетеролитично разцепване.
Поляризираемостта на връзката е мярка за изместването на електроните на връзката под въздействието на външно електрическо поле, включително това на друга реагираща частица. Поляризуемостта се определя от подвижността на електроните. Електроните са толкова по-подвижни, колкото по-далеч са от ядрата.
В органогените (въглерод, азот, кислород, сяра, халогени) при образуването на у-връзки участието на хибридни орбитали е енергийно по-благоприятно, осигурявайки по-ефективно припокриване.
Припокриването на две едноелектронни АО не е единственият начин за образуване на ковалентна връзка. Ковалентна връзка може да се образува чрез взаимодействието на запълнена двуелектронна орбитала (донор) със свободна орбитала (акцептор). Донорите са съединения, съдържащи или орбитали с несподелена двойка електрони, или p - MO. Ковалентна връзка, образувана от електронна двойка на един атом, се нарича донорно-акцепторна или координационна.
Тип донорно-акцепторна връзка е полуполярната връзка. Например, в нитрогрупа, едновременно с образуването на ковалентна връзка, дължаща се на несподелена двойка азотни електрони, върху свързаните атоми се появяват заряди с противоположен знак. Поради електростатично привличане между тях възниква йонна връзка. Получената комбинация от ковалентно и йонно свързване се нарича полуполярна връзка. Донорно-акцепторната връзка е характерна за комплексните съединения. В зависимост от вида на донора се разграничават n- или p-комплекси.
Водороден атом, свързан със силно електроотрицателен атом (N, O, F), е с електронен дефицит и е способен да взаимодейства с несподелената двойка електрони на друг силно електроотрицателен атом, разположен или в същата, или в друга молекула. В резултат на това възниква водородна връзка. Графично водородната връзка се обозначава с три точки.
Енергията на водородната връзка е ниска (10-40 kJ/mol) и се определя главно от електростатично взаимодействие.
Междумолекулните водородни връзки причиняват свързването на органични съединения, което води до повишаване на точката на кипене на алкохолите (t? точка на кипене C 2 H 5 OH = 78,3 ° C; t? точка на кипене CH 3 OCH 3 = -24 ° C) , карбоксилни киселини и много други физични (t? точка на топене, вискозитет) и химични (киселинно-основни) свойства.
Могат да възникнат и вътрешномолекулни водородни връзки, например в салициловата киселина, което води до повишаване на нейната киселинност.
Молекулата на етилена е плоска, ъгълът между връзката H - C - H е 120 ° C. За да се разруши p - p - двойната връзка и да се направи възможно въртенето около останалата sp 2 - y - връзка, е необходимо да се изразходва значително количество енергия; Следователно въртенето около двойната връзка е трудно и е възможно съществуването на цис- и транс-изомери.
Ковалентната връзка е неполярна само когато свързва атоми, които са идентични или подобни по електроотрицателност. Когато електроните се свързват, плътността на ковалентната връзка се измества към по-електроотрицателния атом. Тази връзка е поляризирана. Поляризацията не се ограничава само до една y-връзка, а се разпространява по веригата и води до появата на частични заряди (y) върху атомите
По този начин, заместителят "X" причинява поляризация не само на неговата y-връзка с въглеродния атом, но също така предава своето влияние (проявява ефект) към съседните y-връзки. Този вид електронно въздействие се нарича индуктивно и се обозначава с j.
Индуктивният ефект е прехвърлянето на електронното влияние на заместител по верига от у-връзки.
Посоката на индуктивния ефект на заместителя обикновено се оценява качествено чрез сравнение с водородния атом, чийто индуктивен ефект се приема за 0 (С-Н връзката се счита за практически неполярна).
Заместителят X, който привлича електронната плътност на у-връзката по-силно от водородния атом, проявява отрицателен индуктивен ефект -I. Ако в сравнение с водородния атом, заместителят Y увеличава електронната плътност във веригата, тогава той проявява положителен индуктивен ефект, +I. Графично индуктивният ефект е представен със стрелка, съвпадаща с позицията на валентната линия и сочеща към по-електроотрицателния атом. +I ефектът се упражнява от алкилови групи, метални атоми и аниони. Повечето заместители имат -I ефект. И колкото по-голяма е, толкова по-висока е електроотрицателността на атома, образуващ ковалентна връзка с въглеродния атом. Ненаситените групи (всички без изключение) имат -I ефект, чиято величина нараства с увеличаване на множеството връзки.
Индуктивният ефект, дължащ се на слабата поляризуемост на у-връзката, се разпада след три или четири у-връзки във веригата. Неговият ефект е най-силен върху първите два въглеродни атома, които са най-близо до заместителя.
Ако една молекула съдържа конюгирани двойни или тройни връзки, възниква ефектът на конюгиране (или мезомерен ефект; М-ефект).
Ефектът на конюгиране е прехвърлянето на електронното влияние на заместителя през система от р-връзки. Заместителите, които увеличават електронната плътност в конюгирана система, проявяват положителен ефект на конюгиране, +М ефект. Ефектът +М се проявява от заместители, съдържащи атоми с несподелена електронна двойка или цял отрицателен заряд. Заместителите, които изтеглят електронната плътност от конюгираната система, проявяват отрицателен (мезомерен) ефект на конюгиране, -М ефект. Те включват ненаситени групи и положително заредени атоми. Преразпределението (разместването) на общия електронен облак под въздействието на М ефекта се изобразява графично с извити стрелки, началото на които показва кои р- или р-електрони са изместени, а краят - връзката или атома, към който те са разместени
Мезомерният ефект (ефект на конюгиране) се предава чрез система от спрегнати връзки до значително по-големи спредове.
Ковалентната връзка може да бъде поляризирана и делокализирана.
Локализирана ковалентна връзка - свързващите електрони се споделят между двете ядра на атомите, които се свързват.
Делокализираната връзка е ковалентна връзка, чиято молекулна орбитала обхваща повече от 2 атома. Това почти винаги са p-връзки.
Конюгацията (мезомерия, мезос - средно) е явлението на подреждане на връзките и зарядите в реална молекула (частица) в сравнение с реална, но несъществуваща структура.
Теория на резонанса - реална молекула или частица се описва от набор от специфични, така наречените резонансни структури, които се различават една от друга само по разпределението на електронната плътност.
Изпратете добрата си работа в базата знания е лесно. Използвайте формата по-долу
Студенти, докторанти, млади учени, които използват базата от знания в обучението и работата си, ще ви бъдат много благодарни.
публикувано на http://allbest.ru
1. Хибридизация на въглеродни атомни орбитали
Атомна орбиталае функция, която описва плътността на електронния облак във всяка точка от пространството около ядрото на атома. Електронният облак е област от пространството, в която електрон може да бъде открит с голяма вероятност.
За хармонизиране на електронната структура на въглеродния атом и валентността на този елемент се използват концепции за възбуждането на въглеродния атом. В нормално (невъзбудено) състояние въглеродният атом има две несдвоени 2 Р 2 електрона.
Във възбудено състояние (когато енергията се абсорбира) едно от 2 с 2 електрона могат да се освободят Р- орбитален. Тогава във въглеродния атом се появяват четири несдвоени електрона. На второ енергийно ниво с изключение на 2 с-има три орбитали 2 Р-орбитали. Тези 2 Р-орбиталите имат елипсоидална форма, подобна на дъмбели и са ориентирани в пространството под ъгъл 90° една спрямо друга. 2 Р-Орбиталите означават 2 Р х, 2Р ги 2 Р zв съответствие с осите, по които са разположени тези орбитали.
Когато се образуват химични връзки, електронните орбитали придобиват същата форма.
Така в наситените въглеводороди едно с-орбитален и три Р-орбитали на въглеродния атом, за да образуват четири еднакви (хибридни) сР 3-орбитали:
Това - сР 3 -хибридизация.
Хибридизация- подравняване (смесване) на атомни орбитали ( сИ Р) с образуването на нови атомни орбитали т.нар хибридни орбитали.
ТЕТРАЕДЪР (ъгли = 109°28?
сР 2 -Хибридизация- смесване на един с- и две Р-орбитали. В резултат на това се образуват три хибрида сР 2 -орбитали.
Тези сР 2-орбиталите са разположени в една и съща равнина (с оси х, при) и са насочени към върховете на триъгълника с ъгъл между орбиталите 120°.
Нехибридизиран Р-орбиталата е перпендикулярна на равнината на трите хибрида сР 2-орбитали (ориентирани по оста z).
Горна половина Р-орбиталите са над равнината, долната половина е под равнината.
Тип сР 2-въглеродната хибридизация възниква в съединения с двойна връзка:
C=C, C=O, C=N.
Освен това само една от връзките между два атома (например C=C) може да бъде - връзка. (Другите свързващи орбитали на атома сочат в противоположни посоки.)
Втората връзка се образува в резултат на припокриване на нехибридни Р-орбитали от двете страни на линията, свързваща атомните ядра.
Ковалентна връзка, образувана от странично припокриване Р-орбитали на съседни въглеродни атоми се нарича pi( Р)-Връзка .
сР-Хибридизация с- и едно Р сР-орбитали. сР-Орбиталите са разположени на една права (под ъгъл 180°) и са насочени в противоположни посоки от ядрото на въглеродния атом. две Р при- връзки. На изображението сР-орбиталите са показани по оста г, и нехибридизираните две Р-орбитали- по оси хИ z.
Тройната връзка въглерод-въглерод C?C се състои от у-връзка, която възниква, когато sp-хибридни орбитали и две р-връзки.
2. Реакции на електрофилно заместване на водородни атоми в бензеновата серия
1. Реакция на халогениране. Реакцията на халогениране на бензеновия пръстен се извършва в присъствието на катализатори (най-често железни или алуминиеви халиди). Ролята на катализатора е да образува силно поляризиран комплекс с халоген: ФОРМУЛА. Най-левият хлорен атом в комплекса става електрон ненаситен в резултат на поляризация на връзката Cl - Cl и е способен да взаимодейства с нуклеофилни реагенти (в този случай бензен):
d - комплексът извлича протон и се превръща в заместващ продукт (хлоробензен). Протонът взаимодейства с - с регенерирането на алуминиев хлорид, образувайки хлороводород:
В случай на излишък на халоген могат да се получат ди- и полихалоген-заместени съединения до пълното заместване на всички водородни атоми в бензена.
Директното йодиране в ароматния пръстен не може да се извърши поради ниската реактивност на йода. Директното флуориране на ароматни въглеводороди протича толкова енергично, че се образува сложна смес от продукти, в която целевите флуорирани производни се съдържат в малки количества. В зависимост от условията на реакцията на халогениране на алкилбензените, халогенът може да замести водородните атоми в бензеновия пръстен („на студено“ в присъствието на киселини на Люис) или в страничната верига (при нагряване или на светлина). В последния случай реакцията протича по механизъм на свободните радикали, подобен на механизма на заместване в алканите.
2. Реакция на нитриране. Бензолът реагира бавно с концентрирана азотна киселина. Скоростта на нитриране се увеличава значително, ако реакцията на нитриране се извършва със смес от концентрирани азотна и сярна киселина (обикновено в съотношение 1:2); тази смес се нарича нитрираща.
Процесът възниква поради факта, че сярната киселина, като по-силна, протонира азотната киселина и получената протонирана частица се разлага на вода и активен електрофилен реагент - нитрониев катион (нитрониев катион).
Реакцията на нитриране на бензена е реакция на електрофилно заместване и е йонна по природа. Първо, р-комплекс се образува в резултат на взаимодействието на електрони на бензеновия пръстен с положително заредена частица на нитрониевия катион.
Тогава настъпва преходът на p-комплекса към y-комплекса. В този случай два p-електрона от шест отиват за образуването на ковалентна връзка C-NO2+. Останалите четири -електрона са разпределени между петте въглеродни атома на бензеновия пръстен. Образува се у-комплекс под формата на нестабилен карбокатион.
Нестабилният y-комплекс, под въздействието на HSO4- йона, губи протон, за да образува ароматната структура на нитробензен.
3. Реакция на сулфониране. За въвеждане на сулфо група в бензеновия пръстен се използва димяща сярна киселина, т.е. съдържаща излишък от серен анхидрид (SO3). Електрофилната частица е SO3. Механизмът на сулфониране на ароматни съединения включва следните етапи:
4. Реакция на алкилиране по Friedel-Crafts.Ролята на катализатора (обикновено AlCl3) в този процес е да засили поляризацията на алкил халида, за да образува положително зареден вид, който претърпява реакция на електрофилно заместване: ФОРМУЛА
3. Антрацен: структура и основни химични свойства
Антрацен - съединение, чиято молекула се състои от три ароматни пръстена, разположени в една и съща равнина. Получава се от антраценова фракция на каменовъглен катран, кипяща при 300...350 °C. В лабораторната практика може да се получи антрацен
а) според реакцията на Фридел-Крафтс:
б) според реакцията на Фитиг:
В молекулата на антрацена най-активни са деветата и десетата позиция, които са под влиянието на двата външни пръстена. Антраценът лесно претърпява присъединителни реакции в тези позиции:
Когато е изложен на окислители, антраценът лесно образува антрахинон, който се използва широко за синтеза на багрила:
4. Конюгирани диени и методи за техния синтез
Диеновите въглеводороди (диени) са ненаситени въглеводороди с две двойни връзки, обща формула CnH2n-2.
Двете двойни връзки в една въглеводородна молекула могат да бъдат подредени по различни начини. Ако са концентрирани при един въглероден атом, те се наричат кумулирани: -C=C=C- Ако две двойни връзки са разделени от една проста връзка, те се наричат спрегнати: -C=C - C=C- Ако двойните връзки са разделени от две или повече прости връзки връзки, тогава те се наричат изолирани: -C=C- (CH2)n - C=C-
5. Правила за ориентация в бензеновия пръстен
При изучаване на реакциите на заместване в бензеновия пръстен беше открито, че ако той вече съдържа заместител, тогава, в зависимост от естеството си, вторият влиза в определена позиция. По този начин всеки заместител на бензеновия пръстен проявява специфичен насочващ или ориентиращ ефект. Позицията на нововъведения заместител също се влияе от природата на самия заместител, т.е. дали активният реагент има електрофилен или нуклеофилен характер. Всички заместители, по естеството на тяхното насочващо действие в са разделени на две групи.
Заместители от първи виднасочете въведената група към орто- и парапозиции:
Заместителите от този вид включват следните групи, подредени в низходящ ред на тяхната ориентировъчна сила: N(CH3)2, NH2, OH, CH3 и други алкили, както и Cl, Br, I.
Заместители от втори род V реакции на електрофилно заместване насочете входните групи към мета позицията. Заместителите от този вид включват следните групи: - NO2, - CN, - SO3H, - CHO, - COOH.
6. Природата на двойната връзка и химичните свойства на етиленовите съединения
Според съвременните концепции двете връзки, свързващи два ненаситени въглеродни атома, не са еднакви: едната е y-връзка, а другата p-връзка. Последната връзка е по-малко силна и се „разкъсва“ по време на реакции на присъединяване.
Неравенството на две връзки в ненаситени съединения се посочва по-специално чрез сравняване на енергиите на образуване на единични и двойни връзки. Енергията на образуване на единична връзка е 340 kJ/mol (около 82 kcal/mol), а на двойна връзка е 615 kJ/mol (около 147 kcal/mol). Естествено е необходима по-малко енергия за разкъсване на p-връзка, отколкото за разкъсване на y-връзка. По този начин крехкостта на двойната връзка се обяснява с факта, че една от двете връзки, образуващи двойна връзка, има различна електронна структура от обикновените връзки и е по-малко силна.
Имена на олефини обикновено произлиза от имената на съответните наситени въглеводороди, но окончанието е enзаменено с окончанието - Илен.Според международната номенклатура, вместо край - Иленолефините получават по-кратък край - en.
Изомерия олефини зависи от изомерията на веригата от въглеродни атоми, т.е. от това дали веригата е права или разклонена и от позицията на двойната връзка във веригата. Съществува и трета причина за изомерията на олефините: различното разположение на атомите и атомните групи в пространството, т.е. стереоизомерията. Изомерията, в зависимост от различното разположение в пространството на атомите и атомните групи, се наричапространствен изомерия , илистереоизомерия .
Геометричен , илицис- Итранс изомерия , е вид пространствена изомерия в зависимост от различни местоположения атоми спрямо равнината на двойната връзка.
За да се посочи местоположението на двойната връзка (както и разклоненията във веригата), съгласно международната номенклатура на IUPAC, въглеродните атоми на най-дългата верига са номерирани, като се започне от края, до който двойната връзка е най-близо. Така двата изомера с права верига на бутилена ще се наричат бутен-1 и бутен-2:
1. Реакция на хидрогениране. Ненаситените въглеводороди лесно добавят водород при двойната връзка в присъствието на катализатори 67 (Pt, Pd, Ni). С Pt или Pd катализатор реакцията протича при 20...100 °C, с Ni - при по-високи температури:
2. Реакция на халогениране. Алкените при нормални условия добавят халогени, особено хлор и бром. В резултат на това се образуват дихалогенни производни на алкани, съдържащи халогени при съседни въглеродни атоми, така наречените вицинални дихалоалкани: CH
3CH=CH2 + Cl2> CH3CHClCH2Cl
3. Реакция на присъединяване на халогеноводороди. Хидрохалогениране
4. Реакция на хидратиране на алкени. При нормални условия алкените не реагират с вода. Но в присъствието на катализатори, при топлина и налягане, те добавят вода и образуват алкохоли:
5. Реакция на присъединяване на сярна киселина.Взаимодействието на алкени със сярна киселина протича подобно на добавянето на халогеноводороди. В резултат на това се образуват киселинни естери на сярна киселина:
6. Реакция на алкилиране на алкени. Възможно е каталитично добавяне на алкани с третичен въглероден атом към алкени (катализатори - H2SO4, HF, AlCl3 и BF3):
7. Реакция на окисляване на алкени. Алкените лесно се окисляват. В зависимост от условията на окисляване се образуват различни продукти.При изгаряне на въздух алкените се превръщат във въглероден диоксид и вода: CH2 = CH2 + 3O2 > 2CO2 + 2H2O.
Когато алкените реагират с атмосферния кислород в присъствието на сребърен катализатор, се образуват органични оксиди:
Ацил хидропероксидите действат подобно на етилена (реакция на Прилежаев):
Една от най-характерните окислителни реакции е взаимодействието на алкени със слабо алкален разтвор на калиев перманганат KMnO4 с образуването на двувалентни алкохоли - гликоли (реакция на Вагнер). Реакцията протича на студено, както следва:
Концентрираните разтвори на окислители (калиев перманганат в кисела среда, хромова киселина, азотна киселина) разрушават молекулата на алкена при двойната връзка, за да образуват кетони и киселини:
8. Реакция на озониране на алкени.Също така се използва широко за определяне на структурата на алкени:
9. Реакции на заместване. Алкените също са способни на реакции на заместване при определени условия. По този начин, по време на високотемпературно (500...550 ° C) хлориране на алкени, водородът се замества в алилова позиция:
10. Реакция на полимеризация на алкени
CH2 = CH2 > (-CH2 - CH2 -) н се оказва полиетилен
11. Реакция на изомеризация. При високи температури или в присъствието на катализатори алкените са способни да изомеризират, което или променя структурата на въглеродния скелет, или премества двойната връзка:
7. Нафталин и неговата структура. Правилото на Хюкел
Нафталиновите въглеводороди са основният ароматен въглеводород на каменовъглен катран. Има голям брой полициклични ароматни съединения, в които бензеновите пръстени споделят орто въглеродни атоми. Най-важните от тях са нафталин, антрацен и фенантрен. В антрацена пръстените са свързани линейно, докато във фенантрена те са свързани под ъгъл, за разлика от молекулата на бензена, не всички връзки в нафталиновото ядро имат еднаква дължина:
Правилото на Хюкел : ароматен е равнинна моноциклична спрегната система, съдържаща (4n + 2) p-електрона (където n = 0,1,2...).
По този начин равнинните циклични спрегнати системи, съдържащи 2, 6, 10, 14 и т.н., ще бъдат ароматни. p-електрони.
8. Алкини и sp-хибридизация на въглеродния атом. Методи за получаване на алкини
Въглеводородите от ацетиленовата серия имат обща формула
СЪС н H2 н-2
Първият най-прост въглеводород в тази серия е ацетилен C2H2. Структурната формула на ацетилена, подобно на други въглеводороди от тази серия, съдържа тройна връзка:
N - S? S - N.
сР-Хибридизация- това е смесване (подравняване по форма и енергия) на едно с- и едно Р-орбитали за образуване на две хибридни сР-орбитали. сР-Орбиталите са разположени на една права (под ъгъл 180°) и са насочени в противоположни посоки от ядрото на въглеродния атом.
две Р-орбиталите остават нехибридизирани. Те са разположени взаимно перпендикулярно на направленията при- връзки.
На изображението сР-орбиталите са показани по оста г, и нехибридизираните две Р-орбитали- по оси хИ z.
Тройната въглерод-въглеродна връзка C?C се състои от y-връзка, която възниква от припокриването на sp-хибридни орбитали, и две p-връзки.
Калциевият карбид се произвежда в промишлен мащаб чрез нагряване на въглища в електрически пещи с негасена вар при температура около 2500 ° C според реакцията
CaO + 3C > CaC2 + CO.
Ако калциевият карбид е изложен на вода, той бързо се разлага с отделяне на газ - ацетилен:
По-нов промишлен метод за производство на ацетилен е пиролизата на въглеводороди, по-специално на метан, който при 1400 °C дава смес от ацетилен с водород:
2CH4>H-C=C-H + 3H2.
1. Дехидрохалогениране на вицинални дихалоалкани
2. Реакция на натриеви ацетилениди с първични алкилхалогениди:
3. Дехалогениране на вицинални тетрахалоалкани:
9. Методи за приготвяне и химикалисвойства на алкохолите
Алкохолите са производни на въглеводороди, в които един или повече водородни атоми са заместени със съответния брой хидроксилни групи (-ОН).
Обща формула на алкохоли
където R е алкилова или заместена алкилова група.
Природата на радикала R, към който е свързана хидроксилната група, определя наситеното или ненаситено състояние на алкохолите, а броят на хидроксилните групи определя неговата атомност: алкохолите са едноатомни, двуатомни, триатомни и многоатомни.
Получаване: 1. Хидратиране на алкени
2. Ензимна хидролиза на въглехидрати. Ензимната хидролиза на захари от дрожди - най-древният синтетичен химичен процес - все още е от голямо значение за производството на етилов алкохол.
При използване на нишесте като изходен материал, освен етилов алкохол, се образува (в по-малки количества) и фузелово масло, което е смес от първични алкохоли, главно изопентилов, изопропилов и изобутилов.
3. Синтез на метилов алкохол:
4. Реакция на хидробориране-окисление на алкени:
5. Синтези на алкохоли с помощта на реактива на Гриняр:
Имоти: Химичните свойства на алкохолите се определят както от структурата на алкилния радикал, така и от реактивната хидроксилна група. Реакциите, включващи хидроксилната група, могат да възникнат или с разцепване на връзката C-OH (360 kJ/mol), или с разцепване на връзката O-H (429 kJ/mol) A. Разцепване на връзката C-OH
1. Реакция с водородни халиди:
ROH + HX > RX + H2O.
Реактивността намалява в серията: HI > HBr > HCl
2. Реакция с фосфорни трихалогениди:
3. Дехидратация на алкохоли в присъствието на водоотстраняващи агенти:
Б. Прекъсване на връзкатаТОЙ
4. Взаимодействие на алкохоли с метали(Na, K, Mg, Al)
5. Образуване на естери:
Реакция на естерификация
6. Окислителни реакцииКогато алкохолите се окисляват с хромова смес или KMnO4 в разтвор на сярна киселина, съставът на продуктите зависи от естеството на въглеродния атом (първичен, вторичен или третичен), към който е свързана хидроксилната група: първичните алкохоли образуват алдехиди, вторичните алкохолите образуват кетони.
9. Алкадиени и методи за тяхното получаване
Диеновите въглеводороди (диени) са ненаситени въглеводороди с две двойни връзки с обща формула
Двете двойни връзки в една въглеводородна молекула могат да бъдат подредени по различни начини.
Ако са концентрирани при един въглероден атом, те се наричат кумулирани:
Ако две двойни връзки са разделени от една единична връзка, те се наричат спрегнати:
Ако двойните връзки са разделени от две или повече прости връзки, тогава те се наричат изолирани: -C=C- (CH2)n - C=C-
Диените обикновено се получават по същите методи като простите алкени. Например, най-важният диен, бутадиен-1,3 (използван за производство на синтетичен каучук), се получава в САЩ чрез дехидрогениране на бутан:
В СССР се използва промишлен синтез на 1,3 бутадиен по метода на S.V. Лебедев (1933) от етилов алкохол при 400...500 °C върху катализатор MgO-ZnO:
Реакцията включва следните етапи: дехидрогениране на алкохола до алдехид, алдолна кондензация на ацеталдехид, редукция на алдола до 1,3-бутандиол и накрая дехидратиране на алкохола:
10. Електроотрицателност на елементите и видове химични връзки
Електроотрицателността (h) (относителна електроотрицателност) е фундаментално химично свойство на атома, количествена характеристика на способността на атом в молекула да измества общите електронни двойки към себе си, тоест способността на атомите да привличат електрони на други атоми .
Най-висока степен на електроотрицателност имат халогените и силните окислители (p-елементи от VII група, O, Kr, Xe), а най-ниска - активните метали (s-елементи от I група).
Йонни.Електронната конфигурация на инертен газ за всеки атом може да се образува поради трансфер на електрони: атомите на един от елементите се отказват от електрони, които отиват към атомите на друг елемент.
В този случай между тези атоми се образува така наречената йонна (електровалентна, хетерополярна) връзка.
Този тип връзка възниква между атоми на елементи, които имат значително различна електроотрицателност (например между типичен метал и типичен неметал).
Ковалентна връзка.Когато атоми с еднаква (атоми на един и същ елемент) или подобна електроотрицателност си взаимодействат, не се извършва пренос на електрон. Електронната конфигурация на инертния газ за такива атоми се формира поради споделянето на два, четири или шест електрона от взаимодействащите атоми. Всяка от споделените двойки електрони образува една ковалентна (хомеополярна) връзка:
Ковалентното свързване е най-често срещаният тип свързване в органичната химия. Доста е издръжлив.
Ковалентната връзка и следователно една молекула може да бъде неполярна, когато и двата свързани атома имат еднакъв електронен афинитет (например H:H). Тя може да бъде полярна, когато електронна двойка, поради по-големия афинитет към електрона на един от атомите, е изтеглена към нея:
При този метод обозначенията + и - означават, че атомът със символа - има излишна електронна плътност, а атомът със символа + има леко намалена електронна плътност в сравнение с изолираните атоми.
Донорно-акцепторна връзка.Когато атоми, които имат несподелени електронни двойки, взаимодействат с протон или друг атом, на който липсват два електрона, преди да образуват октет (дублет), несподелената електронна двойка става споделена и образува нова ковалентна връзка между тези атоми.
В този случай атомът, който отдава електрони, се нарича донор, а атомът, който приема електрони, се нарича акцептор:
химически ковалентен бензен нафталин
В възникващия амониев йон образуваната ковалентна връзка се различава от връзките, съществуващи в молекулата на амоняка, само по метода на образуване; във физични и химични свойства всичките четири N-H връзки са абсолютно идентични.
Полуполярна връзка.Този тип донорно-акцепторна връзка често се среща в молекули на органични съединения (например нитросъединения, сулфоксиди и др.).
Публикувано на Allbest.ru
Подобни документи
Развитие на моделни концепции в квантовата химия. Метод на валентната връзка. Основните разпоредби на този метод. Хибридизация на атомни орбитали и условия за тяхното образуване. Правила за избор на канонични форми. Хибридизация на въглеродния атом и хибридни орбитали.
презентация, добавена на 15.10.2013 г
Характеристики на ковалентните връзки, понятия за наситеност, насоченост и полярност. Хибридизация на атомни орбитали и йонна връзка. Междумолекулни химични връзки (сили на Ван дер Ваалс). Видове кристални решетки. Молекулна структура на леда.
презентация, добавена на 08/11/2013
Хибридизацията е квантово-химичен начин за описване на пренареждането на орбиталите на атом в молекула в сравнение със свободен атом. Промяна на формата и енергията на орбиталите на атома по време на образуването на ковалентна връзка и постигане на по-ефективно припокриване на орбиталите.
презентация, добавена на 22.11.2013 г
Характеристики на ковалентните връзки: наситеност, насоченост, полярност. Хибридизация на атомни орбитали. Йонни, молекулни, водородни и метални химични връзки. Сили на Вандер Ваалс, междумолекулни взаимодействия; кристални решетки.
презентация, добавена на 22.04.2013 г
Обща характеристика на въглерода като химичен елемент, неговите основни свойства, структурни характеристики. Видове химични връзки: ковалентни, йонни и водородни. Методи за разкъсване на химична връзка. Електронни ефекти. Киселини и основи, тяхното сравнение.
тест, добавен на 08/05/2013
Видове алкохоли, тяхното използване, физични свойства (кипене и разтворимост във вода). Сътрудници на алкохоли и тяхната структура. Методи за получаване на алкохоли: хидрогениране на въглероден окис, ферментация, ферментация, хидратация на алкени, оксимеркурация-демеркурация.
резюме, добавено на 02/04/2009
Електронна структура и физикохимични свойства на алкохолите. Химични свойства на алкохолите. Област на приложение. Пространствена и електронна структура, дължини на връзки и ъгли на връзки. Взаимодействие на алкохоли с алкални метали. Дехидратация на алкохоли.
курсова работа, добавена на 11/02/2008
Развитие на моделни концепции в квантовата химия. Метод на валентната връзка. Характеристики на описанието на хибридизацията на атомните орбитали. Резонансна концепция. Правила за избор на канонични форми. Условия за образуване на молекулни орбитали и запълването им с електрони.
презентация, добавена на 22.10.2013 г
Химични свойства: реакции на електрофилно заместване, присъединяване, хидрогениране и халогениране. Алкилиране по Friedel-Crafts. Правила за ориентация в бензеновия пръстен. Влиянието на заместителите в ядрото върху разпределението на изомерите по време на нитриране.
резюме, добавено на 21.02.2009 г
Дефиниция на алкохоли, обща формула, класификация, номенклатура, изомерия, физични свойства. Методи за получаване на алкохоли, техните химични свойства и приложения. Получаване на етилов алкохол чрез каталитична хидратация на етилен и ферментация на глюкоза.
7. Реакционни механизми. Разцепване на хомо- и хетеролитична връзка. Механизъм на електрофилно присъединяване. Радикално присъединяване.
Основни механизми на реакция
Идентифицирахме три основни типа реагиращи частици - свободни радикали, електрофили, нуклеофили и три съответни типа реакционни механизми:
Свободни радикали;
електрофилен;
нуклеофилни.
В допълнение към класифицирането на реакциите според вида на реагиращите частици, в органичната химия има четири вида реакции, основани на принципа на промяна на състава на молекулите: добавяне, заместване, елиминиране или елиминиране (от английски to елиминира - премахване, разделяне изключено) и пренареждане. Тъй като добавянето и заместването могат да възникнат под въздействието и на трите типа реактивни частици, могат да се разграничат няколко основни реакционни механизма.
Освен това ще разгледаме реакциите на елиминиране, които протичат под въздействието на нуклеофилни частици - основи.
7. Елиминиране
Разцепването на хомолитичната връзка е разцепване, при което всеки атом губи един електрон. Характеристика на обменния механизъм на образуване на ковалентна връзка.
Разкъсването на хетеролитична връзка е разкъсване, когато в резултат се образуват положително и отрицателно заредени частици, т.к. и двата електрона от обща електронна двойка остават с един от атомите. Характеристика на донорно-акцепторния механизъм на образуване на ковалентна връзка.
Електрофилни присъединителни реакции присъединителна електрофилна реакция) - реакции на добавяне, при които атаката в началния етап се извършва от електрофил- частица, която е положително заредена или има недостиг на електрони. На последния етап полученият карбокатион претърпява нуклеофилна атака.
В органичната химия най-често атакуващата електрофилна частица е протонът. H+.
Въпреки общия механизъм, реакциите на присъединяване се отличават чрез връзка въглерод-въглеродИ въглероден хетероатом.
Общ изглед на реакциите на присъединяване при двойна връзка въглерод-въглерод:
Реакциите на електрофилно присъединяване са често срещани сред алкените и алкините и се използват широко в индустриалното химическо производство и лабораторните синтези.
Реакциите на радикално добавяне са реакции на добавяне, при които се извършва атаката свободни радикали- частици, съдържащи един или повече несдвоени електрони. В този случай радикалите могат да атакуват както други радикали, така и неутрални частици.
Реакциите на радикално присъединяване се означават с AdR.
Реакциите на присъединяване на свободни радикали са характерни за алкените, които често ги претърпяват вместо реакции на електрофилно присъединяване в присъствието на източник на свободни радикали
Механизмът на реакцията на радикално присъединяване включва следните етапи:
Първи етап - иницииране на веригата. Може да започне спонтанно, фотохимично, електрохимично, чрез нагряване или чрез химическо иницииране.
Втори етап - развитие на веригата. На този етап радикалите реагират с молекулите, образувайки реакционни продукти и нови радикали.
Трети етап - отворена веригаили рекомбинация на свободни радикали.
Реакциите на радикално заместване се ускоряват в условия, при които се генерират свободни радикали и се забавят в присъствието на уловители на свободни радикали.
Радикалното присъединяване противоречи на правилото на Марковников (ефект на Хараш). Това се дължи на повишената стабилност на третични, алилови и някои други радикали, образувани, когато атакуващ радикал се прикрепи към определена позиция в молекулата.
8. Видове хибридизация в органичните съединения: алкани, алкини, алкени. SP-,SP 2,-SP 3 – хибридни орбитали
sp 3 – хибридизация
И четирите валентни орбитали участват в хибридизацията. Ъгъл на свързване 109 o 28' (тетраедър). Въглеродните атоми образуват само прости (σ) връзки - съединението е наситено.
sp 2 – хибридизация
Образуват се три хибридни и една нехибридна орбитала. Ъгъл на свързване 120° (плоски структури, правилен триъгълник). Хибридните орбитали образуват σ връзки. Нехибридните орбитали образуват p-връзки. sp 2– Хибридизацията е типична за ненаситени съединения с една р-връзка.
sp – хибридизация
Образуват се две хибридни и две нехибридни орбитали. Ъгъл на свързване 180° (линейни структури). Въглеродният атом е в състояние sp-хибридизацията участва в образуването на две двойни връзки или една тройна връзка.
Всеки въглероден атом в молекулите на алкана е в състояние на sp 3 хибридизация - всичките 4 хибридни орбитали на С атома са еднакви по форма и енергия, 4 връзки са насочени към върховете на тетраедъра под ъгли 109°28".
Алкини (известни още като ацетиленови въглеводороди) - въглеводороди, съдържащи тройна връзка между въглеродни атоми, образуващи хомоложна серия с обща формула C n H 2n-2. Въглеродните атоми при тройната връзка са в състояние на sp-хибридизация.
Алкени ( олефини, етиленови въглеводороди) - ациклични ненаситени въглеводороди, съдържащи една двойна връзка между въглеродни атоми, образуващи хомоложна серия с обща формула C n H 2n. Въглеродните атоми при двойната връзка са в състояние на sp² хибридизация и имат ъгъл на свързване от 120°.
1. Видове химични връзки в органичните съединения.
2. Ковалентна връзка, нейните основни характеристики.
3. Водородна връзка, междумолекулни взаимодействия.
4. Електронни ефекти: индуктивни, мезомерни.
Проблемът за химическото свързване е най-важният в химията, тъй като свойствата на веществата и тяхната реактивност зависят от състава, структурата и вида на химическата връзка между атомите.
Химическата връзка е резултат от взаимодействието на два или повече атома, което води до намаляване на енергията и образуването на стабилна многоатомна система, като например молекула.
В зависимост от характера на разпределението на електронната плътност в областта на свързване на атомите се разграничават три основни типа химични връзки - ковалентни, йонни и метални.
Молекулите на органичните съединения са изградени от атоми, обикновено свързани помежду си чрез ковалентни връзки. Йонните връзки са рядкост в отделните органични съединения.
За обяснение на свойствата на химичните връзки в момента се използват две теории - методът на валентната връзка (VBC) и методът на молекулярната орбита (MMO).
Според метода на валентната връзка химическата връзка се образува от двойка електрони с противоположни спинове. В този случай се увеличава електронната плътност в пространството между ядрата, което води до тяхното свиване. Ковалентните връзки са локализирани връзки. Химическата връзка се образува в посоката, където възможността за припокриване на атомни орбитали е най-голяма. Колкото по-голямо е припокриването на атомните орбитали, толкова по-силна е връзката.
Има два известни механизма за образуване на споделени електронни двойки: споделяне на несдвоени електрони с противоположни спинове на два атома (обменен механизъм) и споделяне на несподелена двойка на един от атомите (донорно-акцепторен механизъм).
Основни характеристики на химичната връзка:
1. Енергия на комуникацията.Химическа връзка възниква само ако общата енергия на взаимодействащите атоми намалее, т.е. Когато се образува връзка, винаги се освобождава енергия. Енергията на връзката е мярка за силата на връзката. Колкото повече енергия се отделя по време на образуването на връзка, толкова повече енергия трябва да се изразходва за разрушаването й, следователно, колкото по-голяма е енергията на връзката, толкова по-стабилна е връзката. Енергията на свързване варира в много широк диапазон - от 10 до 1000 kJ/mol.
2. Дължина на връзката- разстоянието между ядрата на свързаните атоми позволява да се прецени еквивалентността или нееквивалентността на химичните връзки и тяхната множественост. Зависи от размера на електронните обвивки и степента на тяхното припокриване. Тъй като дължината на връзката намалява, енергията на връзката и стабилността на молекулите обикновено се увеличават.
3. Наситеност -способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни връзки; Поради наситеността на връзките, молекулите имат определен състав.
4. Фокус- определя пространствената структура на молекулите. Атомните орбитали са пространствено ориентирани, така че тяхното припокриване става в определени посоки, което определя посоката на ковалентната връзка. Насочеността се изразява количествено под формата на ъгли на свързване между посоките на химичните връзки в молекулите.
5. Полярност- изместване на обща електронна двойка към ядрото на един от атомите; електроотрицателността (EO) може да служи като критерий за способността на атома да привлича електрон. Връзката е неполярна, ако разликата в електроотрицателността на атомите (Δ) е по-малка от 0,5; ако Δ = 0,5-2,0 - връзката е полярна; ако Δ > 2.0, тогава връзката е йонна.
Поради изместването на електронната двойка към едно от ядрата, плътността на отрицателния заряд на този атом се увеличава и атомът получава заряд, наречен ефективен заряд δ-; плътността на отрицателния заряд на другия атом намалява, неговият ефективен заряд δ +.
Мярка за полярността на връзката е диполният момент на връзката μ = qƖ (Cl . m), равен на произведението на ефективния заряд и дължината на дипола.
Диполният момент на една молекула е равен на векторната сума на всички диполни моменти на химичните връзки и се определя от геометрията на молекулата. Колкото по-голям е диполният момент на една молекула, толкова по-полярна е тя. Полярността на една молекула до голяма степен определя физичните и химичните свойства на дадено вещество.
6 . Поляризация -способността на електронната обвивка на атом или молекула да се деформира под въздействието на външно поле, например йон, полярна молекула и т.н. Поляризуемостта е временна поляризация, която изчезва при премахване на полето. Поляризуемостта определя реактивността на молекулата и зависи от дължината на връзката.
7 . Множество.Когато се образува ковалентна връзка, има два вида припокриване на атомни орбитали. Припокриването на атомни орбитали по оста, свързваща атомните ядра, се нарича σ-припокриване или σ-връзка, симетрична спрямо оста на връзката. Страничното припокриване на p-атомни орбитали с успоредни оси се нарича π припокриване или π връзка, която няма аксиална симетрия и е по-слаба от σ връзката. По множественост се разграничават единични (σ-връзки), двойни (комбинация от σ и π-връзки), тройни (комбинация от σ и 2π-връзки) връзки. С увеличаването на множествеността на връзката дължината на връзката намалява и нейната енергия се увеличава.
Въглеродният атом образува връзки, дължащи се на електрони с различни енергийни състояния - с-Р-състояния, но въпреки разликата във формите на началните атомни орбитали, образуваните от тях връзки, например в метана, се оказват еквивалентни. За да реши този проблем, Л. Полинг формулира два постулата - насочена валентност и хибридизация на орбиталите. Валентните орбитали, например 2s, 2p x, 2p y, 2p z на въглерода, когато образуват връзка, хибридизират (смесват) и образуват еквивалентни (идентични по форма и енергия) атомни хибридни орбитали. Електронната плътност на хибридизираните орбитали е концентрирана от едната страна на ядрото, което осигурява максимално припокриване на орбиталите, което означава образуването на по-силна химична връзка.
sp 3 - хибридизация.Една s- и три p-орбитали участват в образуването на хибридна орбитала. 4sp 3 - хибридизирани орбитали на атом образуват 4 σ връзки със съседните атоми. Това е характерно за наситените въглеродни съединения - въглеводороди и техните производни.
sp 2 - хибридизация.В ненаситените съединения въглеродният атом е в sp 2 -хибридизирано състояние; в този случай една s-орбитала се смесва с две p-орбитали, за да образуват три еквивалентни sp 2 -хибридизирани орбитали, когато се припокриват с орбиталите на съседни атоми, 3 образуват се σ-връзки.
Припокриването на нехибридизирани р-орбитали (странично припокриване) води до образуването на друг вид ковалентна връзка - π връзка. Двойната връзка между два въглеродни атома се описва в рамките на теорията на хибридизацията като комбинация от една σ и една π връзка.
sp хибридизация- комбинация от s-орбитала и една p-орбитала. В този случай се образуват две еквивалентни хибридни sp орбитали, а при припокриването им с орбиталите на съседни атоми се образуват 2 σ връзки. Всеки въглероден атом има две нехибридизирани p-орбитали, които, припокривайки се, образуват две π-връзки. По този начин тройната връзка между два въглеродни атома е комбинация от една σ и две π връзки.
Разликата във формата и ориентацията на хибридизираните орбитали се проявява в дължините на връзките, ъглите на връзката и други характеристики.
По-долу е показана зависимостта на структурата на съединенията от хибридизацията на въглеродния атом.
Примери за геометрия на хибридизираща молекула
sp 3 тетраедрични алкани и техните производни
sp 2 тригонален етилен и неговите хомолози, бензен,
карбонил и карбоксил
групи и др.
sp линеен ацетилен и неговите хомолози,
нитрил, кумулиран
въглеводороди и др.
Йонна връзкавъзниква по време на електростатично взаимодействие на отрицателно и положително заредени йони в химично съединение. Тази връзка възниква само при голяма разлика в електроотрицателността на атомите.
Водородна връзка.Водороден атом, свързан със силно електроотрицателен атом (флуор, кислород, азот), е способен да взаимодейства с несподелената електронна двойка на друг силно електроотрицателен атом на същата или друга молекула, за да образува допълнителна слаба връзка, наречена водородна връзка. Ако се образува водородна връзка между различни молекули, тя се нарича междумолекулна; ако водородна връзка се образува между две групи от една и съща молекула, тогава тя се нарича вътрешномолекулна. Вътремолекулна връзка се образува, когато е възможно затварянето на петчленен или шестчленен пръстен. Водородната връзка се обозначава с три точки ··· Образуването на междумолекулни водородни връзки причинява асоцииране на молекули, което води до значителна промяна във физичните свойства на веществата: повишаване на вискозитета, диелектричната константа, температурите на топене и кипене, топлина на изпаряване и топене.
Водородните връзки играят важна роля в протеините, в които спиралните полимерни структури са свързани чрез N–H···O връзки. Двойните спирали на нуклеиновите киселини са свързани чрез междумолекулни водородни връзки N–H···N и N–H···O.
Между молекулите на органичните съединения протичат ван дер ваалсови взаимодействия – ориентационни, индуктивни, диспергирани, които определят физичните свойства на веществата.
Взаимно влияние на атомите в една молекула.Отклоненията от постоянните свойства на химичните връзки в молекулата са свързани с проявата на взаимното влияние на атомите. Използването на понятия за взаимно влияние позволява да се предвидят свойствата на стабилните молекули и да се определи стабилността на органичните йони и радикали. Това влияние се предава главно чрез система от ковалентни връзки, използвайки така наречените електронни ефекти.
Взаимното влияние, предавано чрез верига от σ връзки, се нарича индуктивен електронен ефект. Индуктивният електронен ефект (означен с буквата I) може да бъде положителен или отрицателен.
Повечето функционални групи проявяват -I ефект: халогени, аминогрупи, хидроксилни, карбонилни, карбоксилни групи. Ефектът +I се проявява от алифатни въглеводородни радикали, т.е. алкилови радикали (метил, етил и др.).
Индуктивният ефект се предава през веригата със затихване. Посоката на изместване на електронната плътност на всички σ връзки е обозначена с прави стрелки (→).
Влиянието на заместителя върху разпределението на електронната плътност, предавана чрез π връзки, се нарича мезомерен ефект (обозначен с буквата М). Мезомерният ефект може да бъде отрицателен и положителен. В структурните формули се изобразява като извита стрелка, започваща от центъра на електронната плътност и завършваща на мястото, където се измества електронната плътност.
Наличието на електронни ефекти води до преразпределение на електронната плътност в молекулата и появата на частични заряди на отделните атоми. Това определя реактивността на молекулата и посоката на химичните реакции с нейно участие.