Гибридизация атомных орбиталей: понятие и основные виды. Пример определения типа связи

ГИБРИДИЗАЦИЯ - это явление взаимодействия между собой молекулярных орбиталей, близких по энергии и имеющих общие элементы симметрии, с образованием гибридных орбиталей с более низкой энергией.

Чем полнее в пространстве перекрываются друг с другом электронные облака, участвующие в химической связи, тем меньшим запасом энергии обладают электроны, находящиеся в области перекрывания и осуществляющие связь, и тем прочнее химическая связь между этими атомами

Иногда связь между атомами прочнее, чем этого можно было ожидать на основании расчета. Предполагается, что атомная орбиталь принимает форму, позволяющую ей более полно перекрываться с орбиталью соседнего атома. Изменить свою форму атомная орбиталь может, лишь комбинируясь с другими атомными орбиталями иной симметрии этого же атома. В результате комбинации различных орбиталей (s, p, d) возникают новые атомные орбитали промежуточной формы, которые называются гибридными .

Перестройка различных атомных орбиталей в новые орбитали, усредненные по форме называется гибридизацией .

Число гибридных орбиталей равно числу исходных. Так, при комбинации s- и р-орбиталей (sp-гиб­ридизация) возникают две гибридные орбитали, которые ориентируются под углом 180° друг к другу, рис.3, табл. 5 и 6.

(s+p)-орбитали Две sp- орбитали Две sp-гибридные

орбитали

Рисунок 3 – sp – Гибридизация валентных орбиталей

Таблица 6 – Образование гибридных орбиталей

Таблица 7 – Образование некоторых молекул V и VI периодов

Химическая связь, образуемая электронами гибридных орбиталей, прочнее связи с участием электронов негибридных орбиталей, так как при гибридизации перекрывание происходит в большей степени. Гибридные орбитали образуют только s-связи .

Подвергаться гибридизации могут орбитали, которые имеют близкие энергии. У атомов с малым значением заряд ядра для гибридизации пригодны только s– и р –орбитали. Это наиболее характерно для элементов второго периода II – VI групп, табл. 6 и 7.

В группах сверху вниз с увеличением радиуса атома способность образовывать ковалентные связи ослабевавает, усиливается различие в энергиях s - и р-электронов, уменьшается возможность их гибридизации.

Электронные орбитали, участвующие в образовании связей, и их пространственная ориентация определяют геометрическую форму молекул.

Линейная форма молекул . Соединения, имеющие линейную форму молекул, образуются при перекрывании:

1. Двух s– орбиталей (s – s связь): Н 2 , Na 2 , K 2 и др.

2. s - и р–орбиталей (s – р связь): НС1, НВr и др.

3. Двух р– орбиталей (р – р связь): F 2 , C1 2 , Вr 2 и т.д.

s–s s–p р–р

Рисунок 4 – Линейные молекулы

Линейную форму молекул образуют также атомы некоторых элементов II группы с атомами водорода или галогенов (ВеН 2 , ВеГ 2 , ZnГ 2). Рассмотрим образование молекул ВеС1 2 . Атом бериллия в возбужденном состоянии имеет два неспаренных электрона (2s l и 2р 1), следовательно, происходит sp–гибридизация, при которой образуются две sp-гибридные орбитали, расположенные относительно друг друга под углом 180° (см гибридизацию орбиталей). При взаимодействии бериллия с галогенами происходит перекрывая двух sp–гибридных орбиталей атома бериллия с р–орбиталями двух атомов хлора, в результате образуется молекула линейной формы, рис. 5.

Рисунок 5 – Линейная молекула BeCl 2

Треугольная форма молекул имеет место при образо­вании галогенидов бора, алюминия. Возбужденный атом бо­та имеет три неспаренных электрона (2s 1 и 2р 2), При образовании химических связей происходит sp 2 -гибридизация и образуются три sp 2 - гибиридные орбитали, которые лежат в одной плоскости и ориентированы друг к другу под углом 120°, рис. 6.

(s+p+p)- три sp 2 - гибрид­ные

орбитали орбитали

Рисунок 6 – sp 2 –Гибридизация валентных орбиталей (а) и

треугольная молекула ВСl 3 (б)

При взаимодействии бора с хлором происходит перекрывание трех sр 2 -гибридных орбиталей атома бора с р-орбиталями трех атомов хлора, в результате образуется молекула, имеющая форму плоского треугольника. Валентный угол в молекуле ВСl 3 равен 120°.

Тетраэдрическая форма молекулы характерна для соединений элементов IV группы главной подгруппы с галогенами, водородом. Так, атом углерода в возбужденном со­стоянии имеет четыре неспаренных электрона (2s 1 и 2р 3) следовательно, происходит sp-гибридизация, при которой образуются четыре гибридные орбитали, расположенные друг к другу под углом 109,28°, рис. 7.

(s+p+p+p)- четыре sp 3 -гибрид­ные

орбитали орбитали

Рисунок 7 – sp 3 –Гибридизация валентных орбиталей (а) и

тетраэдрическая молекула СН 4 (б)

При перекрывании четырех sp 3 -гибридных орбиталей атома углерода и s-орбиталей четырех атомов водорода образуется молекула метана, которая имеет форму тетраэдра. Валентный угол равен 109,28°.

Рассмотренные геометрические формы молекул (линейные, треугольные, тетраэдрические) являются идеальными (правило Гиллеспи).

В отличие от выше рассмотренных соединений молекулы элементов V и VI групп главных подгрупп имеют валентные неподеленные пары электронов, поэтому углы между связями оказываются меньшими по сравнению с идеальным молекулами.

Пирамидальная форма молекул имеет место при образовании водородных соединений элементов V групп главной подгруппы. При образовании химической связи, например, у атома азота также как и у атома углерода происходит sp 3 -гибридизация и образуется четыре sp 3 -гибридные орбитали, которые ориентированы под углом 109,28 о друг к другу. Но в отличие от атома углерода у атома азота в гибридизации принимают участие не только одноэлектронные орбитали (2р 3), но и двухэлектронная (2s 2). Поэтому из четырех sp 3 -гибридных орбиталей на трех находятся по одному электрону (одноэлектронная орбиталь), эти орбитали образуют связи с тремя атомами водорода. Четвертая орбиталь с неподелениой парой электронов не принимает участия в образовании связи. Молекула NH 3 имеет форму пирамиды, рис. 8.

Рисунок 8 – Пирамидальная молекула аммиака

В вершине пирамиды находится атом азота, а в углах (треугольника) основания – атомы водорода. Валентный угол равен 107,3°. Отклонение значения угла от тетраэдрического (109,28°) обусловлено отталкиванием между неподеленной парой электронов на четвертой sp 3 -гибридной ор­битали и связывающими парами на трех остальных орбиталях, т.е. sp 3 -гибридная орбиталь с неподеленной парой электронов отталкивает в направлении от себя три осталь­ные орбитали связи N–H, уменьшая угол до 107,3°.

В соответствии с правилом Гиллеспи: если централь­ный атом относится к элементам третьего или последующих периодов, а концевые атомы принадлежат менее электроотри­цательным элементам, чем галогены, то образование связей осуществляется через чистые р - орбитали и валентные углы становятся » 90°, следовательно, у аналогов азота (Р, As, Sb) гибридизация орбиталей в молекулах водородных соединений не наблюдается. Например, в образовании молекулы фосфина (РН 3) участвуют три неспаренных р-электрона (3s 2 и 3р 3), электронные орбитали которых расположены в трех взаимно перпендикулярных направле­ниях, и s-электроны трех атомов водо­рода. Связи располагаются вдоль трех осей р-орбиталей. Образовавшиеся молекулы имеют, как и молекулы NН 3 , пирамидальную форму, но в отличие от молекулы NН 3 , в молекуле РН 3 валентный угол равен 93,3°, а в соеди­нениях AsH 3 и SbH 3 – соответственно 91,8 и 91,3°, рис. 9 и табл. 4.

Рисунок 9 – Молекула РН 3

Неподеленная пара электронов будет занимать нес­вязывающую s- орбиталь.

Угловую форму молекул образуют водородные соединения элементов VI группы главной подгруппы. Рассмотренные особенности образования связей в соединениях элементов V группы характерны и для водородных соединений элементов VI группы. Так, в молекуле воды атом кислорода, так же как и атом азота, находится в состоянии sp 3 -гибридизаци. Из четырех sp 3 -гибридных орбитам на двух находится по одному электрону, эти орбитали образуют связи с двумя атомами водорода.

Две другие из четырех sp 3 -гибридных орбиталей содержат по неподеленной паре электронов и не принимав участия в образовании связи.

Молекула Н 2 О имеет угловую форму, валентный угол равен 104,5°. Отклонение значения угла от тетраэдрического в еще большей степени обусловлено отталкиванием от двух неподеленных пар электронов, рис. 10.

Рисунок 10 – Угловая молекула воды

Угловую форму молекул имеют H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, только у аналогов кислорода образование связей в соединенн Н 2 Э осуществляется через чистые р-орбитали (правило Гиллеспи), поэтому валентные углы составляют »90°. Так, в молекулах H 2 S, H 2 Se, H 2 Te они соответственно равны 92; 91; 89,5°.

Таблица 8 – Молекулы водородных соединений элементов 2-го периода

Чаще всего встречаются гибридизации sp, sp 2 , sp 3 и sp 3 d 2 . Каждому типу гибридизации соответствует определенное пространственное строение молекул вещества.

sp-Гибридизация . Этот тип гибридизации наблюдается при образовании атомом двух связей за счет электронов, находящихся на s-орбитали и на одной p-орбитали (одного и того же энергетического уровня). При этом образуются две гибридные q-орбитали, направленные в противоположные стороны под углом 180 º (рис. 22).

Рис. 22. Схема sp-гибридизации

При sp-гибридизации образуются линейные трехатомные молекулы типа АВ 2 , где А – центральный атом, у которого происходит гибридизация, а В – присоединенные атомы, у которых гибридизация не происходит. Такие молекулы образуются атомами бериллия, магния, а также атомами углерода в ацетилене (С 2 Н 2) и в углекислом газе (СО 2).

Пример 5. Объясните химическую связь в молекулах ВеН 2 и ВеF 2 и строение этих молекул.

Решение. Атомы бериллия в нормальном состоянии не образуют химических связей, т.к. не имеют неспаренных электронов (2s 2). В возбужденном состоянии (2s 1 2p 1) электроны находятся на разных орбиталях, поэтому при образовании связей происходит sp-гибридизация по схеме, приведенной на рис. 22. К двум гибридным орбиталям присоединяются два атома водорода или фтора, как показано на рис. 23.

1) 2)

Рис. 23. Схема образования молекул ВеН 2 (1) и ВеF 2 (2)

Образующиеся молекулы – линейные, валентный угол 180º.

Пример 6. По экспериментальным данным молекула СО 2 – линейная, причём, обе связи углерода с кислородом одинаковы по длине (0,116 нм) и энергии (800 кДж/моль). Как объясняются эти данные?

Решение . Эти данные о молекуле диоксида углерода объясняет следующая модель ее образования.

Атом углерода образует связи в возбужденном состоянии, при котором он имеет четыре неспаренных электрона: 2s 1 2p 3 . При образовании связей происходит sp-гибридизация орбиталей. Гибридные орбитали направлены по прямой линии в противоположные стороны от ядра атома, а оставшиеся две чистые (негибридные) p-орбитали располагаются перпендикулярно друг к другу и к гибридным орбиталям. Все орбитали (гибридные и негибридные) содержат по одному неспаренному электрону.

Каждый атом кислорода, имеющий два неспаренных электрона на двух взаимно перпендикулярных p-орбиталях, присоединяется к атому углерода s-связью и p-связью: s-связь образуется с участием гибридной орбитали углерода, а p-связь образуется перекрыванием чистых p-орбиталей атомов углерода и кислорода. Образование связей в молекуле СО 2 показано на рис. 24.

Рис. 24. Схема образования молекулы СО 2

Кратность связи, равная двум, объясняет большую прочность связи, а sp-гибридизация – линейное строение молекулы.

Смешивание одной s- и двух p-орбиталей называется sp 2 -гибридизацией . При этой гибридизации получаются три равноценные q-орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120º (рис. 25).

Рис. 25. Схема sp 2 -гибридизации

Образующиеся при этой гибридизации молекулы типа АВ 3 имеют форму плоского правильного треугольника с атомами А в центре и атомами В в его вершинах. Такая гибридизация происходит в атомах бора и других элементов третьей группы и в атомах углерода в молекуле С 2 Н 4 и в ионе СО 3 2- .

Пример 7. Объясните образование химических связей в молекуле ВН 3 и ее строение.

Решение. Экспериментальные исследования свидетельствуют о том, что в молекуле ВН 3 все три связи В–Н расположены в одной плоскости, углы между связями равны 120º. Это строение молекулы объясняется тем, что в атоме бора в возбужденном состоянии смешиваются валентные орбитали, заселённые неспаренными электронами (2s 1 2p 2) и он образует связи sp 2 -гибридными орбиталями. Схема молекулы ВН 3 приведена на рис. 26.

Рис. 26. Схема образования молекулы ВН 3

Если в гибридизации участвуют одна s- и три p-орбитали (sp 3 -гибридизация ), то в результате образуются четыре гибридные орбитали, направленне к вершинам тетраэдра, т.е. ориентированные под углами 109º28 ¢ (~109,5º) друг к другу. Образующиеся молекулы имеют тетраэдрическое строение. Гибридизацией этого типа объясняется строение предельных углеводородов, соединений углерода с галогенами, многих соединений кремния, катиона аммония NH 4 + и др. Классическим примером этой гибридизации является молекула метана CH 4 (рис. 27)

Рис. 27. Схема образования химических связей в молекуле СН 4

Если в гибридизации участвуют одна s-, три p- и две d-орбитали (sp 3 d 2 - гибридизация ), то возникают шесть гибридных орбиталей, напрвленных к вершинам октаэдра, т.е. ориентированных под углами 90º друг к другу. Образующиеся молекулы имеют октаэдрическое строение. Гибридизацией этого типа объясняется строение соединений серы, селена и теллура с галогенами, например SF 6 и SeF 6 , и многих комплексных ионов: 2– , 3– и т.д. На рис. 28 показано образование молекулы гексафторида серы.

Рис. 28. Схема молекулы SF 6

Химические связи с участием гибридных орбиталей отличаются большой прочностью. Если энергию s-связи, образованную «чистыми» s-орбиталями, принять за единицу, то энергия связи при sp-гибридизации будет равна 1,43, при sp 2 -гибридизации 1,99, при sp 3 -гибридизации 2,00, а при sp 3 d 2 -гибридизации 2,92. Увеличение прочности связей объясняется более полным перекрыванием гибридных орбиталей с негибридными при образовании химической связи.

Кроме рассмотренных типов гибридизации, в химических соединениях встречаются гибридизации sp 2 d, sp 3 d, sp 3 d 3 , sp 3 d 3 и другие. При sp 2 d-гибридизации молекулы и ионы имеют квадратную форму, при sp 3 d-гибридизации – форму тригональной бипирамиды и при sp 3 d 3 -гибридизации – пентагональной бипирамиды. Другие типы гибридизации встречаются редко.

Пример 8. Приведены уравнения двух похожих реакций:

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

Какая из них невозможна с точки зрения образования химических связей?

Решение. Для образования H 2 CF 6 необходима sp 3 d 2 -гибридизация, но в атоме углерода валентные электроны находятся на втором энергетическом уровне, на котором нет d-орбиталей. Поэтому первая реакция в принципе невозможна. Вторая реакция возможна, так как sp 3 d 2 -гибридизация у кремния возможна.

В процессе определения геометрической формы химической частицы важно учитывать, что пары валентных электронов основного атома, включая и те, которые не образуют химической связи, находятся на большом расстоянии друг от друга в пространстве.

Особенности термина

Рассматривая вопрос, касающийся ковалентной химической связи, часто применяют какое понятие, как гибридизация атомных орбиталей. Этот термин связан с выравниванием формы и энергии. Гибридизация атомных орбиталей связана с квантово-химическим процессом перестройки. Орбитали в сравнении с исходными атомами имеют иное строение. Суть гибридизации заключается в том, что тот электрон, который располагается рядом с ядром связанного атома, определяется не конкретной атомной орбиталью, а их совокупностью с равным главным квантовым числом. В основном данный процесс касается высших, близких по энергии атомных орбиталей, имеющих электроны.

Специфика процесса

Типы гибридизации атомов в молекулах зависят от того, как происходит ориентация новых орбиталей. По типу гибридизации можно определить геометрию иона либо молекулы, предположить особенности химических свойств.

Типы гибридизации

Такой тип гибридизации, как sp, представляет собой линейную структуру, угол между связями составляет 180 градусов. Примером молекулы с подобным вариантом гибридизации является BeCl 2 .

Следующий тип гибридизации - sp 2 . Молекулы характеризуются треугольной формой, угол между связями составляет 120 градусов. Типичным примером такого варианта гибридизации является BCl 3 .

Тип гибридизации sp 3 предполагает тетраэдрическое строение молекулы, типичным примером вещества с данным вариантом гибридизации является молекула метана CH 4 . Валентный угол в таком случае составляет 109 градусов 28 минут.

В гибридизации принимают непосредственное участие не только парные электроны, но и неразделенные пары электронов.

Гибридизация в молекуле воды

К примеру, в молекуле воды между атомом кислорода и атомами водорода существуют две ковалентные полярные связи. Кроме того, сам атом кислорода обладает двумя парами внешних электронов, которые не принимают участия в создании химической связи. Эти 4 электронные пары в пространстве занимают определенное место вокруг кислородного атома. Так как все они обладают одинаковым зарядом, в пространстве они отталкиваются, электронные облака находятся друг от друга на существенном расстоянии. Тип гибридизации атомов в данном веществе предполагает изменение формы атомных орбиталей, происходит их вытягивание и выстраивание к вершинам тетраэдра. В результате молекула воды приобретает угловую форму, между связями кислород-водород валентный угол составляет 104,5 o .

Чтобы предсказать тип гибридизации, можно воспользоваться донорно-акцепторным механизмом образования химической связи. В результате осуществляется перекрытие свободных орбиталей элемента с меньшей электроотрицательность, а также орбиталей элемента с большей электрической отрицательностью, на которой находится пара электронов. В процессе составления электронной конфигурации атома учитывается их степень окисления.

Правила выявления вида гибридизации

Для того чтобы определить тип гибридизации углерода, можно использовать определённые правила:

• выявляют центральный атом, вычисляют количество σ-связей;
• ставят в частице степени окисления атомов;
• записывают электронную конфигурацию главного атома в требуемой степени окисления;
• составляют схему распределения по орбиталям валентных электронов, спаривая электроны;
• выделяют орбитали, которые принимают непосредственно участие в образовании связи, находят неспаренные электроны (при недостаточном для гибридизации количестве валентных орбиталей применяют орбитали следующего энергетического уровня).

Геометрия молекулы определяется типом гибридизации. На нее не влияет присутствие пи-связей. В случае дополнительного связывания возможно изменение валентного угла, причина состоит во взаимном отталкивании электронов, образующих кратную связь. Так, в молекуле оксида азота (4) при sp 2 -гибридизации происходит возрастание валентного угла со 120 градусов до 134 градусов.

Гибридизация в молекуле аммиака

Неразделенная пара электронов оказывает влияние на результирующий показатель дипольного момента всей молекулы. В аммиаке тетраэдрическое строение вместе с неразделенной парой электронов. Ионность связи азот-водород и азот-фтор имеют показатели 15 и 19 процентов, длины определены в 101 и 137 пм соответственно. Таким образом, в молекуле фторида азота должен быть больший дипольный момент, но результаты эксперимента свидетельствуют об обратном.

Гибридизация в органических соединениях

Для каждого класса углеводородов характерен свой тип гибридизации. Так, при образовании молекул класса алканов (предельных углеводородов) все четыре электрона атома углерода образуют гибридные орбитали. При их перекрывании образуется 4 гибридных облака, вытраиваемых к вершинам тетраэдра. Далее их вершины перекрываются с негибридными s-орбиталями водорода, образуя простую связь. Для насыщенных углеводородов характерна sp 3 -гибридизация.

У ненасыщенных алкенов (их типичным представителем является этилен) в гибридизации принимают участие только три электронных орбитали - s и 2 p, три гибридных орбитали образуют в пространстве форму треугольника. Негибридные p-орбитали перекрываются, создавая в молекуле кратную связь. Этот класс органических углеводородов характеризуется sp 2 -гибридным состоянием углеродного атома.

Алкины отличаются от предыдущего класса углеводородов тем, что в процессе гибридизации участвуют всего два вида орбиталей: s и p. Оставшиеся у каждого атома углерода два негибридных p-электрона перекрываются в двух направлениях, образуя две кратные связи. Данный класс углеводородов характеризуется sp-гибридным состоянием углеродного атома.

Заключение

Благодаря определению вида гибридизации в молекуле можно объяснить строение разных неорганических и органических веществ, предсказать возможные химические свойства конкретного вещества.

Общая и БИОорганическая химия

(конспект лекций)

Часть 2. Органическая химия

Для студентов 1 курса медицинского факультета специальности «Стоматология»

Издательство Российского университета дружбы народов,

У т в е р ж д е н о

РИС Ученого совета

Российского университета дружбы народов

Ковальчукова О.В., Авраменко О.В.

Общая и биоорганическая химия (конспект лекций). Часть 2. Органическая химия. Для студентов 1 курса медицинского факультета специальности «Стоматология». М.: Изд-во РУДН, 2010. 108 с.

Конспект лекций, читаемых для студентов 1 курса медицинского факультета специальности «Стоматология». Составлено в соответствии с программой курса "Общая и биоорганическая химия".

Подготовлено на кафедре общей химии.

© Ковальчукова О.В., Авраменко О.В.

© Издательство Российского университета дружбы народов, 2010

ВВЕДЕНИЕ

Биоорганическая химия – раздел химии, который тесно связан с такими специальными дисциплинами медицинских факультетов вузов, как биохимия, фармакология, физиология, молекулярная биология. Она является областью науки, изучающей строение и механизмы функционирования биологически активных молекул с позиций и представлений органической химии, определяющей закономерности во взаимосвязи строения и реакционной способности органических соединений.

Основное внимание в настоящем курсе лекций уделено классифицированию органических соединений по строению углеродного скелета и природе функциональных групп, закономерностям, связывающим химические строение органических молекул с характером их реакционных центров, связи их электронного и пространственного строения с механизмами химических превращений.

ТЕОРИЯ ХИМИЧЕСКОГО СТРОЕНИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Органические соединения – это соединения углерода (кроме наиболее простых), в которых он проявляет валентность IV.

Органическая химия – это химия углеводородов и их производных.

Атом углерода в органических соединениях находится в возбужденном состоянии и имеет четыре неспаренных электрона:

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

Атом углерода в возбужденном состоянии способен:

1) образовывать прочные связи с другими атомами углерода, что приводит к формированию цепей и циклов;

2) вследствие различного типа гибридизации орбиталей формировать простые, двойные и тройные связи между атомами углерода и с другими атомами (H, O, N, S, P и др.);

3) соединяться с четырьмя различными атомами, что приводит к образованию разветвленных углеродных цепочек.

Типы гибридизации атома углерода в органических соединениях

sp 3 – гибридизация

Все четыре валентные орбитали участвуют в гибридизации. Валентный угол 109 о 28’ (тетраэдр). Атомы углерода образуют только простые (σ) связи – соединение насыщенное.

sp 2 – гибридизация

Образуются три гибридные и одна негибридная орбиталь. Валентный угол 120 о (плоские структуры, правильный треугольник). Гибридные орбитали образуют σ–связи. Негибридные орбитали образуют p-связи. sp 2 –Гибридизация характерна для непредельных соединений с одной p - связью.

sp – гибридизация

Образуются две гибридные и две негибридные орбитали. Валентный угол 180 о (линейные структуры). Атом углерода в состоянии sp -гибридизации принимает участие в образовании двух двойных связей или одной тройной связи.

Теория строения органических соединений сформулирована в 1861 г А.М. Бутлеровым и включает следующие положения:

1. Все атомы, входящие в состав молекулы, связаны между собой в строго определенной последовательности в соответствии с их валентностями. Порядок соединения атомов в молекулу обусловливает ее химическое строение .

2. Свойства органических соединений зависят не только от качественного и количественного состава веществ, но и от порядка их соединения (химического строения молекулы).

3. Атомы в молекуле оказывают взаимное влияние друг на друга, т.е. свойства групп атомов в молекуле могут изменяться в зависимости от природы других атомов, входящих в состав молекулы. Группа атомов, определяющая химические свойства органических молекул, носит название функциональная группа .

4. Каждое органическое соединение имеет лишь одну химическую формулу. Зная химическую формулу, можно предсказать свойства соединения, а изучая на практике его свойства, установить химическую формулу.

Органическая молекула

Типы углеродного скелета :

Ациклический:

· разветвленный;

· нормальный (линейный).

Циклический:

· карбоциклический (цикл только из атомов углерода);

· гетероциклический (кроме атомов углерода в цикл входят некоторые другие атомы – азота, кислорода, серы).

Типы атомов углерода в углеводородной цепи:

Н 3 С-СН 2 -СН-С- СН 3

Первичные атомы углерода (соединены в цепи только с одним атомом углерода, является концевым);

Вторичный атом углерода (соединен с двумя соседними атомами углерода, находится в середине цепи);

Третичный атом углерода (находится на разветвлении углеродной цепи, соединен с тремя атомами углерода);

Четвертичный атом углерода (не имеет других заместителей, кроме атомов углерода).

Функциональная группа – особая группа атомов, которая определяет химические свойства соединений.

Примеры функциональных групп:

-ОН –гидроксильная группа (спирты, фенолы);

С=О – карбонильная группа (кетоны, альдегиды);

С - карбоксильнаягруппа (карбоновые кислоты);

-NH 2 – аминогруппа (амины);

-SH – тиольная группа (тиоспирты)

органическое соединение

состав

свойства

химическое строение

Атомы, входящие в состав органического соединения, могут по-разному соединяться в молекулы. Например, соединению состава С 2 Н 6 О может отвечать два химических соединения, имеющих разные физические и химические свойства:

Состав органического соединения – число атомов различных элементов входящих в его молекулу. Изомеры – соединения, имеющие одинаковый состав, но разное химическое строение. Изомеры обладают различными химическими свойствами.

Типы изомерии

СТРУКТУРНАЯ ИЗОМЕРИЯ

Изомерия углеродной цепи:

Изомерия положения кратных связей:

Межклассовая изомерия:

СТЕРЕОИЗОМЕРИЯ

Геометрическая (пространственная, цис-транс -изомерия соединений с двойными связями):

цис -бутен-2	транс -бутен-2

Геометрическая изомерия возможна в том случае, если каждый из атомов углерода, участвующий в образовании двойной связи, имеет разные заместители. Так, для бутена-1 СН 2 =СН–СН 2 –СН 3 геометрическая изомерия невозможна, так как один из атомов углерода при двойной связи имеет два одинаковых заместителя (атомы водорода).

Геометрическая (пространственная, цис-транс -изомерия циклических предельных соединений):

Геометрическая изомерия возможна в том случае, если хотя бы два атома углерода, образующих цикл, имеют разные заместители.

Оптическая :

Оптическая изомерия – вид стереоизомерии, обусловленный хиральностью молекул. В природе имеются соединения, которые соотносятся как две руки одного человека. Одним из свойств этих соединений является их несовместимость со своим зеркальным отражением. Это свойство называется хиральностью (от греч. « сheir» – рука).

Оптическая активность молекул обнаруживается при действии на них поляризованного света. Если через раствор оптически активного вещества пропустить поляризованный луч света, то произойдет вращение плоскости его поляризации. Оптические изомеры обозначают, используя префиксы d-

Модель атома углерода

Валентные электроны атома углерода располагаются на одной 2s-орбитали и двух 2р-орбиталях. 2р-Орбитали расположены под углом 90° друг к другу, а 2s-орбиталь имеет сферическую симметрию. Таким образом, расположение атомных орбиталей углерода в пространстве не объясняет возникновения в органических соединениях валентных углов 109,5°, 120° и 180°.

Чтобы разрешить это противоречие, было введено понятие гибридизации атомных орбиталей. Для понимания природы трех вариантов расположения связей атома углерода понадобились представления о трех типах гибридизации.

Возникновением концепции гибридизации мы обязаны Лайнусу Полингу, много сделавшему для развития теории химической связи.

Концепция гибридизации объясняет, каким образом атом углерода видоизменяет свои орбитали при образовании соединений. Ниже мы будем рассматривать этот процесс трансформации орбиталей постадийно. При этом надо иметь в виду, что расчленение процесса гибридизации на стадии или этапы есть, на самом деле, не более чем мысленный прием, позволяющий более логично и доступно изложить концепцию. Тем не менее заключения о пространственной ориентации связей углеродного атома, к которым мы в итоге придем, полностью соответствуют реальному положению дел.

Электронная конфигурация атома углерода в основном и возбужденном состоянии

На рисунке слева показана электронная конфигурация атома углерода. Нас интересует только судьба валентных электронов. В результате первого шага, который называют возбуждением или промотированием , один из двух 2s-электронов перемещается на свободную 2р-орбиталь. На втором этапе происходит собственно процесс гибридизации, который несколько условно можно представить себе как смешение одной s- и трех р-орбиталей и образование из них четырех новых одинаковых орбиталей, каждая из которых на одну четверть сохраняет свойства s-орбитали и на три четверти - свойства р-орбиталей. Эти новые орбитали получили название sp 3 -гибридных . Здесь надстрочный индекс 3 обозначает не число электронов, занимающих орбитали, а число р-орбиталей, принявших участие в гибридизации. Гибридные орбитали направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится атом углерода. На каждой sp 3 -гибридной орбитали находится по одному электрону. Эти электроны и участвуют на третьем этапе в образовании связей с четырьмя атомами водорода, образуя валентные углы 109,5°.

sp3 — гибридизация. Молекула метана.

Образование плоских молекул с валентными углами 120° показано на рисунке ниже. Здесь, как и в случае sp 3 -гибридизации, первый шаг - возбуждение. На втором этапе в гибридизации участвуют одна 2s- и две 2р — орбитали, образуя три s р 2 -гибридных орбитали, расположенных в одной плоскости под углом 120° друг к другу.

Образование трех sр2-гибридных орбиталей

Одна p-рорбиталь остается негибридизованной и располагается перпендикулярно плоскости sр 2 –гибридных орбиталей. Затем (третий шаг) две sр 2 -гибридные орбитали двух углеродных атомов объединяют электроны, образуя ковалентную связь. Такая связь, образующаяся в результате перекрывания двух атомных орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атома, называется σ -связью .

Образование сигма — и пи-связей в молекуле этилена

Четвертый этап - образование второй связи между двумя углеродными атомами. Связь образуется в результате перекрывания обращенных друг к другу краев негибридизованных 2р-орбиталей и называется π-связью . Новая молекулярная орбиталь представляет собой совокупность двух занятых электронами π-связи областей - над и под σ-связью. Обе связи (σ и π) вместе составляют двойную связь между атомами углерода. И наконец, последний, пятый шаг - образование связей между атомами углерода и водорода с помощью электронов четырех оставшихся sр 2 -гибридных орбиталей.

Двойная связь в молекуле этилена

Третий, последний тип гибридизации, показан на примере простейшей молекулы, содержащей тройную связь,- молекулы ацетилена. Первый шаг - возбуждение атома, такой же, как раньше. На втором этапе происходит гибридизация одной 2s- и одной 2р-орбиталей с образованием двух s р-гибридных орбиталей, которые располагаются под углом 180°. И остаются не измененными две 2р-орбитали, необходимые для образования двух π-связей.

Образование двух sр-гибридных орбиталей

Следующий шаг - образование σ-связи между двумя sр-гибридизованными углеродными атомами, затем образуются две π-связи. Одна σ-связь и две π-связи между двумя атомами углерода вместе составляют тройную связь . И наконец, образуются связи с двумя атомами водорода. Молекула ацетилена имеет линейное строение, все четыре атома лежат на одной прямой.

Мы показали, каким образом три основных в органической химии типа геометрии молекул возникают в результате различных трансформаций атомных орбиталей углерода.

Можно предложить два способа определения типа гибридизации различных атомов в молекуле.

Способ 1 . Наиболее общий способ, пригодный для любых молекул. Основан на зависимости валентного угла от гибридизации:

а) валентные углы 109,5°, 107° и 105° свидетельствуют об sр 3 -гибридизации;

б) валентный угол около 120° -sр 2 -гибридизация;

в) валентный угол 180°-sp-гибридизация.

Способ 2 . Пригоден для большинства органических молекул. Поскольку тип связи (простая, двойная, тройная) связан с геометрией, можно по характеру связей данного атома определить тип его гибридизации:

а) все связи простые – sр 3 -гибридизация;

б) одна двойная связь – sр 2 -гибридизация;

в) одна тройная связь — sp-гибридизация.

Гибридизация — это мысленная операция превращения обычных (энергетически наиболее выгодных) атомных орбиталей в новые орбитали, геометрия которых соответствует экспериментально определенной геометрии молекул.