Karboni (C) është elementi i gjashtë i tabelës periodike me peshë atomike 12. Elementi është jometal dhe ka një izotop prej 14 C. Struktura e atomit të karbonit qëndron në themel të gjithë kimisë organike, pasi të gjitha substancat organike përfshijnë molekulat e karbonit .

atom karboni

Pozicioni i karbonit në tabelën periodike të Mendelejevit:

• numri i gjashtë serial;
• grupi i katërt;
• periudha e dytë.

Oriz. 1. Pozicioni i karbonit në tabelën periodike.

Bazuar në të dhënat nga tabela, mund të konkludojmë se struktura e atomit të elementit karbon përfshin dy predha në të cilat ndodhen gjashtë elektrone. Valenca e karbonit të përfshirë në substancat organike është konstante dhe e barabartë me IV. Kjo do të thotë që niveli elektronik i jashtëm ka katër elektrone, dhe niveli i brendshëm ka dy.

Nga katër elektronet, dy zënë një orbitale sferike 2s, dhe dy të tjerët zënë një orbitale trap 2p. Në një gjendje të ngacmuar, një elektron nga orbitalja 2s shkon në një nga orbitalet 2p. Kur një elektron lëviz nga një orbital në tjetrin, energjia shpenzohet.

Kështu, një atom karboni i ngacmuar ka katër elektrone të paçiftëzuara. Konfigurimi i tij mund të shprehet me formulën 2s 1 2p 3. Kjo bën të mundur formimin e katër lidhjeve kovalente me elementë të tjerë. Për shembull, në një molekulë metani (CH4), karboni formon lidhje me katër atome hidrogjeni - një lidhje midis orbitaleve s të hidrogjenit dhe karbonit dhe tre lidhje midis orbitaleve p të karbonit dhe orbitaleve s të hidrogjenit.

Struktura e atomit të karbonit mund të përfaqësohet si +6C) 2) 4 ose 1s 2 2s 2 2p 2.

Oriz. 2. Struktura e atomit të karbonit.

Vetitë fizike

Karboni gjendet natyrshëm në formën e shkëmbinjve. Janë të njohura disa modifikime alotropike të karbonit:

• grafit;
• diamant;
• karabinë;
• qymyr;
• blozë.

Të gjitha këto substanca ndryshojnë në strukturën e rrjetës së tyre kristalore. Substanca më e fortë, diamanti, ka formën kubike të karbonit. Në temperatura të larta, diamanti shndërrohet në grafit me strukturë gjashtëkëndore.

Oriz. 3. Rrjetat kristalore të grafitit dhe diamantit.

Vetitë kimike

Struktura atomike e karbonit dhe aftësia e tij për të lidhur katër atome të një substance tjetër përcaktojnë vetitë kimike të elementit. Karboni reagon me metale për të formuar karbide:

• Ca + 2C → CaC 2;
• Cr + C → CrC;
• 3Fe + C → Fe 3 C.

Gjithashtu reagon me oksidet metalike:

• 2ZnO + C → 2Zn + CO 2;
• PbO + C → Pb + CO;
• SnO 2 + 2C → Sn + 2CO.

Në temperatura të larta, karboni reagon me jometalet, në veçanti hidrogjenin, duke formuar hidrokarbure:

C + 2H 2 → CH 4.

Me oksigjen, karboni formon dioksid karboni dhe monoksid karboni:

• C + O 2 → CO 2;
• 2C + O 2 → 2СО.

Monoksidi i karbonit formohet gjithashtu kur ndërvepron me ujin:

C + H 2 O → CO + H 2 .

Acidet e përqendruara oksidojnë karbonin, duke formuar dioksid karboni:

• 2H 2 SO 4 + C → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O;
• 4HNO 3 + C → CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O.

Vlerësimi i raportit

Vleresim mesatar: 4.1. Gjithsej vlerësimet e marra: 77.

KAPITULLI 2. LIDHJA KIMIKE DHE NDIKIMI I NDËRMARRJES I ATOMEVE NË PËRBËRJET ORGANIKE

KAPITULLI 2. LIDHJA KIMIKE DHE NDIKIMI I NDËRMARRJES I ATOMEVE NË PËRBËRJET ORGANIKE

Vetitë kimike të përbërjeve organike përcaktohen nga lloji i lidhjeve kimike, natyra e atomeve të lidhura dhe ndikimi i tyre i ndërsjellë në molekulë. Këta faktorë, nga ana tjetër, përcaktohen nga struktura elektronike e atomeve dhe ndërveprimi i orbitaleve të tyre atomike.

2.1. Struktura elektronike e atomit të karbonit

Pjesa e hapësirës atomike në të cilën probabiliteti për të gjetur një elektron është maksimal quhet orbital atomike (AO).

Në kimi, koncepti i orbitaleve hibride të atomit të karbonit dhe elementëve të tjerë përdoret gjerësisht. Koncepti i hibridizimit si një mënyrë për të përshkruar rirregullimin e orbitaleve është i nevojshëm kur numri i elektroneve të paçiftuara në gjendjen bazë të një atomi është më i vogël se numri i lidhjeve të formuara. Një shembull është atomi i karbonit, i cili në të gjitha përbërjet manifestohet si një element katërvalent, por në përputhje me rregullat për mbushjen e orbitaleve, në nivelin e tij të jashtëm elektronik në gjendjen bazë 1s 2 2s 2 2p 2 ka vetëm dy elektrone të paçiftuar ( Fig. 2.1, A dhe Shtojca 2-1). Në këto raste, supozohet se orbitale të ndryshme atomike, të ngjashme në energji, mund të përzihen me njëra-tjetrën, duke formuar orbitale hibride të së njëjtës formë dhe energji.

Orbitalet e hibridizuara, për shkak të mbivendosjes më të madhe, formojnë lidhje më të forta në krahasim me orbitalet jo të hibridizuara.

Në varësi të numrit të orbitaleve që kanë hyrë në hibridizim, një atom karboni mund të jetë në një nga tre gjendjet

Oriz. 2.1.Shpërndarja e elektroneve mbi orbitalet e një atomi karboni në tokë (a), gjendjet e ngacmuara (b) dhe të hibridizuara (c - sp3, g-sp2, d-sp)

hibridizimi (shih Fig. 2.1, c-d). Lloji i hibridizimit përcakton orientimin e AOs hibride në hapësirë ​​dhe, rrjedhimisht, gjeometrinë e molekulave, d.m.th., strukturën e tyre hapësinore.

Struktura hapësinore e molekulave është rregullimi relativ i atomeve dhe grupeve atomike në hapësirë.

sp 3-Hibridizimi.Kur katër AO të jashtme të një atomi karboni të ngacmuar (shih Fig. 2.1, b) - një 2s dhe tre orbitale 2p - përzihen, lindin katër orbitale hibride sp 3 ekuivalente. Ata kanë formën e një "tetë" tre-dimensionale, njëra nga tehet e së cilës është shumë më e madhe se tjetra.

Çdo orbitale hibride është e mbushur me një elektron. Atomi i karbonit në gjendjen e hibridizimit sp 3 ka konfigurimin elektronik 1s 2 2(sp 3) 4 (shih Fig. 2.1, c). Kjo gjendje e hibridizimit është karakteristikë e atomeve të karbonit në hidrokarburet e ngopura (alkanet) dhe, në përputhje me rrethanat, në radikalet alkil.

Për shkak të zmbrapsjes së ndërsjellë, sp 3 -AO hibride drejtohen në hapësirë ​​drejt kulmeve katërkëndësh, dhe këndet ndërmjet tyre janë 109.5? (vendndodhja më e favorshme; Fig. 2.2, a).

Struktura hapësinore përshkruhet duke përdorur formula stereokimike. Në këto formula, atomi i karbonit të hibridizuar sp 3 dhe dy lidhjet e tij vendosen në rrafshin e vizatimit dhe tregohen grafikisht me një vijë të rregullt. Një vijë e trashë ose një pykë e trashë tregon një lidhje që shtrihet përpara nga rrafshi i vizatimit dhe drejtohet drejt vëzhguesit; vijë me pika ose pykë me hije (..........) - një lidhje që shtrihet nga vëzhguesi përtej planit të vizatimit -

Oriz. 2.2.Llojet e hibridizimit të atomit të karbonit. Pika në qendër është bërthama atomike (fraksionet e vogla të orbitaleve hibride janë hequr për të thjeshtuar figurën; p-AO-të jo të hibridizuara tregohen me ngjyra)

zonja (Fig. 2.3, a). Atomi i karbonit është në gjendje sp 3-hibridizimi ka një konfigurim tetraedral.

sp 2-Hibridizimi.Kur përzieni një 2s- dhe dy 2p-AO të një atomi karboni të ngacmuar, formohen tre ekuivalente sp Orbitale 2-hibride dhe mbetet e pahibridizuar 2p-AO. Atomi i karbonit është në gjendje sp 2-hibridizimi ka konfigurimin elektronik 1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 (shih Fig. 2.1, d). Kjo gjendje e hibridizimit të atomit të karbonit është tipike për hidrokarburet e pangopura (alkenet), si dhe për disa grupe funksionale, si karbonili dhe karboksili.

sp 2 -Orbitalet e hibridizuara janë të vendosura në të njëjtin rrafsh në një kënd prej 120?, dhe AO jo e hibridizuar është në një plan pingul (shih Fig. 2.2, b). Atomi i karbonit është në gjendje sp 2-hibridizimi ka konfigurimi trigonal. Atomet e karbonit të lidhur me një lidhje të dyfishtë janë në rrafshin e vizatimit, dhe lidhjet e tyre të vetme të drejtuara drejt dhe larg vëzhguesit janë përcaktuar siç përshkruhet më sipër (shih Fig. 2.3, b).

sp-Hibridizimi.Kur përzihen një orbitale 2s dhe një 2p të një atomi karboni të ngacmuar, formohen dy AO ekuivalente sp-hibride dhe dy p-AO mbeten të pahibridizuara. Atomi i karbonit në gjendjen e hibridizuar sp ka një konfigurim elektronik

Oriz. 2.3.Formulat stereokimike të metanit (a), etanit (b) dhe acetilenit (c)

1s 2 2 (sp 2) 2 2p 2 (shih Fig. 2.1, d). Kjo gjendje e hibridizimit të atomit të karbonit ndodh në përbërjet që kanë një lidhje të trefishtë, për shembull, në alkinet dhe nitrilet.

Orbitalet sp-hibridizuara janë të vendosura në një kënd prej 180°, dhe dy AO jo të hibridizuara janë të vendosura në plane reciproke pingule (shih Fig. 2.2, c). Atomi i karbonit në gjendjen sp-hibridizuar ka konfigurim linear për shembull, në një molekulë acetilen, të katër atomet janë në të njëjtën vijë të drejtë (shih Fig. 2.3, V).

Atomet e elementeve të tjerë organogjenë mund të jenë gjithashtu në gjendje të hibridizuar.

2.2. Lidhjet kimike të një atomi karboni

Lidhjet kimike në përbërjet organike përfaqësohen kryesisht nga lidhje kovalente.

Një lidhje kovalente është një lidhje kimike e formuar si rezultat i ndarjes së elektroneve midis atomeve të lidhura.

Këto elektrone të përbashkëta zënë orbitalet molekulare (MOs). Si rregull, një MO është një orbitale shumëqendrore dhe elektronet që e mbushin atë janë të delokalizuara (të shpërndara). Kështu, një MO, si një AO, mund të jetë vakant, i mbushur me një elektron ose dy elektrone me rrotullime të kundërta*.

2.2.1. σ- Dheπ - Lidhjet

Ekzistojnë dy lloje të lidhjeve kovalente: lidhjet σ (sigma) dhe π (pi).

Një lidhje σ është një lidhje kovalente e formuar kur një AO mbivendoset përgjatë një vije të drejtë (boshti) që lidh bërthamat e dy atomeve të lidhura me një mbivendosje maksimale në këtë vijë të drejtë.

Lidhja σ ndodh kur çdo AO, duke përfshirë ato hibride, mbivendosen. Figura 2.4 tregon formimin e lidhjes σ midis atomeve të karbonit si rezultat i mbivendosjes boshtore të lidhjeve të tyre hibride sp 3 -AO dhe σ C-H duke mbivendosur hibridin sp 3 -AO të karbonit dhe s-AO të hidrogjenit.

*Për më shumë detaje shihni: Popkov V.A., Puzakov S.A. Kimi e përgjithshme. - M.: GEOTAR-Media, 2007. - Kapitulli 1.

Oriz. 2.4.Formimi i lidhjeve σ në etan nga mbivendosja boshtore e AOs (fraksione të vogla të orbitaleve hibride janë hequr dhe treguar me ngjyra sp 3 -AO karboni, i zi - hidrogjen s-AO)

Përveç mbivendosjes boshtore, është i mundur një lloj tjetër mbivendosjeje - mbivendosja anësore e p-AO, që çon në formimin e një lidhjeje π (Fig. 2.5).

p-orbitalet atomike

Oriz. 2.5.Formimi i lidhjes π në etilen nga mbivendosja anësore r-AO

Një lidhje π është një lidhje e formuar nga mbivendosja anësore e p-AOs të pahibridizuara me një mbivendosje maksimale në të dy anët e vijës së drejtë që lidh bërthamat e atomeve.

Lidhjet e shumëfishta që gjenden në përbërjet organike janë një kombinim i lidhjeve σ- dhe π: dyshe - një σ- dhe një π-, e trefishtë - një σ- dhe dy lidhje π.

Vetitë e një lidhjeje kovalente shprehen përmes karakteristikave të tilla si energjia, gjatësia, polariteti dhe polarizimi.

Energjia e komunikimitështë energjia e çliruar kur formohet një lidhje ose kërkohet për të ndarë dy atome të lidhura. Ai shërben si masë e forcës së lidhjes: sa më e lartë të jetë energjia, aq më e fortë është lidhja (Tabela 2.1).

Gjatësia e lidhjesështë distanca ndërmjet qendrave të atomeve të lidhura. Një lidhje e dyfishtë është më e shkurtër se një lidhje e vetme dhe një lidhje e trefishtë është më e shkurtër se një lidhje dyfishe (shih Tabelën 2.1). Lidhjet midis atomeve të karbonit në gjendje të ndryshme hibridizimi kanë një model të përbashkët -

Tabela 2.1.Karakteristikat themelore të lidhjeve kovalente

Me rritjen e fraksionit të orbitalës s në orbitalën hibride, gjatësia e lidhjes zvogëlohet. Për shembull, në një seri përbërjesh propani CH 3 CH 2 CH 3, propen CH 3 CH = CH 2, propine CH 3 C = CH gjatësia e lidhjes CH 3 -C është përkatësisht e barabartë me 0,154; 0,150 dhe 0,146 nm.

Polariteti i komunikimit për shkak të shpërndarjes së pabarabartë (polarizimit) të densitetit të elektroneve. Polariteti i një molekule përcaktohet nga vlera e momentit të saj dipol. Nga momentet dipole të një molekule, momentet dipole të lidhjeve individuale mund të llogariten (shih Tabelën 2.1). Sa më i madh të jetë momenti i dipolit, aq më polare është lidhja. Arsyeja për polaritetin e lidhjes është ndryshimi në elektronegativitetin e atomeve të lidhura.

Elektronegativiteti karakterizon aftësinë e një atomi në një molekulë për të mbajtur elektronet e valencës. Ndërsa elektronegativiteti i një atomi rritet, shkalla e zhvendosjes së elektroneve të lidhjes në drejtimin e tij rritet.

Bazuar në vlerat e energjisë së lidhjes, kimisti amerikan L. Pauling (1901-1994) propozoi një karakteristikë sasiore të elektronegativitetit relativ të atomeve (shkalla Pauling). Në këtë shkallë (seri), elementet tipike organogjene janë rregulluar sipas elektronegativitetit relativ (dy metale janë dhënë për krahasim) si më poshtë:

Elektronegativiteti nuk është një konstante absolute e një elementi. Varet nga ngarkesa efektive e bërthamës, lloji i hibridizimit të AO dhe ndikimi i zëvendësuesve. Për shembull, elektronegativiteti i një atomi karboni në gjendjen e hibridizimit sp 2 ose sp është më i lartë se në gjendjen e hibridizimit sp 3, i cili shoqërohet me një rritje në proporcionin e orbitalit s në orbitalin hibrid. Gjatë kalimit të atomeve nga sp 3 - në sp 2 - dhe më tej sp-gjendja e hibridizuar, shtrirja e orbitalit hibrid zvogëlohet gradualisht (veçanërisht në drejtimin që siguron mbivendosjen më të madhe gjatë formimit të lidhjes σ), që do të thotë se në të njëjtën sekuencë densiteti maksimal i elektronit ndodhet gjithnjë e më afër bërthamës. të atomit përkatës.

Në rastin e një lidhje kovalente jopolare ose praktikisht jopolare, ndryshimi në elektronegativitetin e atomeve të lidhura është zero ose afër zeros. Ndërsa diferenca në elektronegativitet rritet, polariteti i lidhjes rritet. Një ndryshim deri në 0.4 thuhet se është pak polare, më shumë se 0.5 është një lidhje kovalente fort polare dhe më shumë se 2.0 është një lidhje jonike. Lidhjet kovalente polare janë të prirura për ndarje heterolitike

(shih 3.1.1).

Polarizimi i lidhjes shprehet në zhvendosjen e elektroneve të lidhjes nën ndikimin e një fushe elektrike të jashtme, duke përfshirë atë të një grimce tjetër reaguese. Polarizimi përcaktohet nga lëvizshmëria e elektroneve. Elektronet janë më të lëvizshëm sa më larg që janë nga bërthamat e atomeve. Për sa i përket polarizimit, lidhja π është dukshëm më e lartë se lidhja σ, pasi densiteti maksimal elektronik i lidhjes π ndodhet më larg nga bërthamat e lidhura. Polarizimi në masë të madhe përcakton reaktivitetin e molekulave ndaj reagentëve polare.

2.2.2. Obligacionet donator-pranues

Mbivendosja e dy AO-ve me një elektron nuk është mënyra e vetme për të formuar një lidhje kovalente. Një lidhje kovalente mund të formohet nga bashkëveprimi i një orbitale me dy elektrone të një atomi (dhuruesi) me një orbitale të zbrazët të një atomi tjetër (pranuesi). Dhuruesit janë komponime që përmbajnë orbitale me një palë të vetme elektronesh ose π-MO. Bartës të çifteve të vetme të elektroneve (n-elektrone, nga anglishtja. jo lidhëse) janë atome të azotit, oksigjenit, halogjeneve.

Çiftet e vetme të elektroneve luajnë një rol të rëndësishëm në shfaqjen e vetive kimike të përbërjeve. Në veçanti, ata janë përgjegjës për aftësinë e komponimeve për të hyrë në ndërveprime donator-pranues.

Një lidhje kovalente e formuar nga një palë elektrone nga një prej partnerëve të lidhjes quhet dhurues-pranues.

Lidhja dhuruese-pranuese që rezulton ndryshon vetëm në metodën e formimit; vetitë e tij janë identike me lidhjet e tjera kovalente. Në këtë mënyrë atomi dhurues fiton një ngarkesë pozitive.

Lidhjet dhurues-pranues janë karakteristikë e komponimeve komplekse.

2.2.3. Lidhjet e hidrogjenit

Një atom hidrogjeni i lidhur me një element fort elektronegativ (azoti, oksigjeni, fluori, etj.) është i aftë të ndërveprojë me çiftin e vetëm të elektroneve të një atomi tjetër mjaft elektronegativ të së njëjtës ose një molekule tjetër. Si rezultat, lind një lidhje hidrogjeni, e cila është një lloj lidhje dhuruese.

obligacioni pranues. Grafikisht, një lidhje hidrogjeni zakonisht përfaqësohet nga tre pika.

Energjia e lidhjes hidrogjenore është e ulët (10-40 kJ/mol) dhe përcaktohet kryesisht nga ndërveprimi elektrostatik.

Lidhjet ndërmolekulare të hidrogjenit përcaktojnë lidhjen e përbërjeve organike, të tilla si alkoolet.

Lidhjet e hidrogjenit ndikojnë në vetitë fizike (pikat e vlimit dhe shkrirjes, viskozitetin, karakteristikat spektrale) dhe kimike (acid-bazë) të përbërjeve. Kështu, pika e vlimit të etanolit është C 2 H 5 OH (78,3°C) është dukshëm më i lartë se dimetil eteri CH 3 OCH 3 (-24°C), i cili ka të njëjtën peshë molekulare dhe nuk shoqërohet nëpërmjet lidhjeve hidrogjenore.

Lidhjet hidrogjenore gjithashtu mund të jenë intramolekulare. Kjo lidhje në anionin e acidit salicilik çon në një rritje të aciditetit të tij.

Lidhjet e hidrogjenit luajnë një rol të rëndësishëm në formimin e strukturës hapësinore të komponimeve me molekulare të lartë - proteinat, polisaharidet, acidet nukleike.

2.3. Sistemet e konjuguara

Një lidhje kovalente mund të lokalizohet ose delokalizohet. Një lidhje e lokalizuar është ajo elektronet e së cilës ndahen në të vërtetë midis dy bërthamave të atomeve të lidhura. Nëse elektronet lidhëse ndahen midis më shumë se dy bërthamave, atëherë ato flasin për një lidhje të delokalizuar.

Një lidhje e delokalizuar është një lidhje kovalente orbita molekulare e së cilës shtrihet më shumë se dy atome.

Lidhjet e delokalizuara janë në shumicën e rasteve lidhje π. Ato janë karakteristike për sistemet e çiftëzuara. Në këto sisteme, ndodh një lloj i veçantë i ndikimit të ndërsjellë të atomeve - konjugimi.

Konjugim (mesomerizëm, nga greqishtja. mesos- mesatare) është rreshtimi i lidhjeve dhe ngarkesave në një molekulë (grimcë) reale në krahasim me një strukturë ideale, por joekzistente.

Orbitalet p të delokalizuara të përfshira në konjugim mund t'i përkasin ose dy ose më shumë lidhjeve π, ose një lidhjeje π dhe një atomi me një orbitale p. Në përputhje me këtë, bëhet një dallim midis p,π-konjugimit dhe ρ,π-konjugimit. Sistemi i konjugimit mund të jetë i hapur ose i mbyllur dhe përmban jo vetëm atome karboni, por edhe heteroatome.

2.3.1. Sistemet e qarkut të hapur

π,π - Çiftimi. Përfaqësuesi më i thjeshtë i sistemeve π,π-konjuguar me një zinxhir karboni është butadieni-1,3 (Fig. 2.6, a). Atomet e karbonit dhe hidrogjenit dhe, për rrjedhojë, të gjitha lidhjet σ në molekulën e tij shtrihen në të njëjtin rrafsh, duke formuar një skelet σ të sheshtë. Atomet e karbonit janë në gjendje hibridizimi sp 2. P-AO-të e pahibridizuara të çdo atomi karboni ndodhen pingul me rrafshin e σ-skeletit dhe paralel me njëri-tjetrin, gjë që është kusht i domosdoshëm për mbivendosjen e tyre. Mbivendosja ndodh jo vetëm midis p-AO të atomeve C-1 dhe C-2, C-3 dhe C-4, por edhe midis p-AO të atomeve C-2 dhe C-3, duke rezultuar në formimin e një π të vetëm që mbulon sistemin e katër atomeve të karbonit, d.m.th. shfaqet një lidhje kovalente e delokalizuar (shih Fig. 2.6, b).

Oriz. 2.6.Modeli orbital atomik i molekulës 1,3 butadiene

Kjo reflektohet në ndryshimet në gjatësinë e lidhjes në molekulë. Gjatësia e lidhjeve C-1-C-2 si dhe C-3-C-4 në 1,3-butadien është rritur pak, dhe distanca midis C-2 dhe C-3 është shkurtuar në krahasim me dyfishin e zakonshëm dhe obligacione të vetme. Me fjalë të tjera, procesi i delokalizimit të elektroneve çon në barazimin e gjatësive të lidhjeve.

Hidrokarburet me një numër të madh lidhjesh dyfishe të konjuguara janë të zakonshme në botën bimore. Këtu përfshihen, për shembull, karotenet, të cilat përcaktojnë ngjyrën e karotave, domateve, etj.

Një sistem i hapur konjugimi mund të përfshijë gjithashtu heteroatome. Një shembull i hapur Sisteme të konjuguara π,π me një heteroatom në zinxhir Përbërjet karbonil α,β-të pangopura mund të shërbejnë. Për shembull, grupi aldehid në akroleinën CH 2 =CH-CH=O është pjesëmarrës në zinxhirin e konjugimit të tre atomeve të karbonit të hibridizuar sp 2 dhe një atomi oksigjeni. Secili prej këtyre atomeve kontribuon me një p-elektron në një sistem të vetëm π.

pn-Çiftim.Ky lloj konjugimi ndodh më shpesh në përbërjet që përmbajnë fragmentin strukturor -CH=CH-X, ku X është një heteroatom që ka një palë të vetme elektronesh (kryesisht O ose N). Këto përfshijnë, për shembull, eteret vinyl, në molekulat e të cilave lidhja e dyfishtë është e lidhur me R-orbitali i atomit të oksigjenit. Një lidhje e delokalizuar me tre qendra formohet duke mbivendosur dy atome karboni të hibridizuar p-AO sp 2 dhe një R-AO e një heteroatom me një çift n-elektrone.

Formimi i një lidhjeje të ngjashme të delokalizuar me tre qendra ndodh në grupin karboksil. Këtu marrin pjesë në konjugim p-elektronet e lidhjes C=O dhe n-elektronet e atomit të oksigjenit të grupit OH. Sistemet e konjuguara me lidhje dhe ngarkesa plotësisht të lidhura përfshijnë specie të ngarkuara negativisht, siç është joni acetat.

Drejtimi i zhvendosjes së densitetit të elektroneve tregohet me një shigjetë të lakuar.

Ka mënyra të tjera grafike për të shfaqur rezultatet e çiftimit. Kështu, struktura e jonit acetat (I) supozon se ngarkesa shpërndahet në mënyrë të barabartë mbi të dy atomet e oksigjenit (siç tregohet në Fig. 2.7, që është e vërtetë).

Strukturat (II) dhe (III) përdoren në teoria e rezonancës. Sipas kësaj teorie, një molekulë ose grimcë reale përshkruhet nga një grup strukturash të caktuara të ashtuquajtura rezonancë, të cilat ndryshojnë nga njëra-tjetra vetëm në shpërndarjen e elektroneve. Në sistemet e konjuguara, kontributin kryesor në hibridin e rezonancës e japin strukturat me shpërndarje të ndryshme të densitetit të π-elektronit (shigjeta e dyanshme që lidh këto struktura është një simbol i veçantë i teorisë së rezonancës).

Strukturat kufitare (kufitare) nuk ekzistojnë realisht. Sidoqoftë, në një shkallë ose në një tjetër, ato "kontribuojnë" në shpërndarjen reale të densitetit të elektronit në një molekulë (grimcë), e cila përfaqësohet si një hibrid rezonant i marrë nga mbivendosja e strukturave kufizuese.

Në sistemet ρ,π-konjuguar me një zinxhir karboni, konjugimi mund të ndodhë nëse ka një atom karboni me një orbitale p jo të hibridizuar pranë lidhjes π. Sisteme të tilla mund të jenë grimca të ndërmjetme - karbanione, karbokacione, radikale të lira, për shembull, me një strukturë alilike. Pjesët alilike të radikaleve të lira luajnë një rol të rëndësishëm në proceset e peroksidimit të lipideve.

Në anionin alilik CH2 =CH-CH2 sp 2-atomi i karbonit i hibridizuar C-3 furnizon konjugatin e përbashkët

Oriz. 2.7.Harta e densitetit të elektroneve të grupit COONa në penicilinë

sistemi dy elektrone, në radikalin alilik CH 2 =CH-CH 2+ - një, dhe në karbokacionin alilik CH 2 =CH-CH 2+ nuk furnizon asnjë. Si rezultat, kur p-AO e tre atomeve të karbonit të hibridizuar sp 2 mbivendoset, formohet një lidhje e delokalizuar me tre qendra që përmban katër (në karbanion), tre (në radikalin e lirë) dhe dy (në karbokation) elektrone. , respektivisht.

Formalisht, atomi C-3 në kationin e alilit mbart një ngarkesë pozitive, në radikalin alilik mbart një elektron të paçiftuar dhe në anionin alilik mbart një ngarkesë negative. Në fakt, në sisteme të tilla të konjuguara ka delokalizim (shpërndarje) të densitetit të elektroneve, gjë që çon në rreshtimin e lidhjeve dhe ngarkesave. Atomet C-1 dhe C-3 në këto sisteme janë ekuivalente. Për shembull, në një kation alili, secila prej tyre mbart një ngarkesë pozitive+1/2 dhe lidhet me një lidhje një e gjysmë me atomin C-2.

Kështu, konjugimi rezulton në një ndryshim të rëndësishëm në shpërndarjen e densitetit të elektroneve në strukturat reale në krahasim me strukturat e përshkruara nga formulat konvencionale të strukturës.

2.3.2. Sistemet me qark të mbyllur

Sistemet e konjuguara ciklike janë me interes të madh si një grup përbërësish me qëndrueshmëri termodinamike të rritur në krahasim me sistemet e hapura të konjuguara. Këto komponime kanë edhe veti të tjera të veçanta, tërësinë e të cilave e bashkon koncepti i përgjithshëm aromatik. Këto përfshijnë aftësinë e komponimeve të tilla formalisht të pangopura

përfshihen në reaksione zëvendësimi në vend të shtimit, rezistencës ndaj agjentëve oksidues dhe temperaturës.

Përfaqësuesit tipikë të sistemeve aromatike janë arenet dhe derivatet e tyre. Veçoritë e strukturës elektronike të hidrokarbureve aromatike manifestohen qartë në modelin orbital atomik të molekulës së benzenit. Korniza e benzenit formohet nga gjashtë atome karboni të hibridizuar sp 2. Të gjitha lidhjet σ (C-C dhe C-H) shtrihen në të njëjtin rrafsh. Gjashtë p-AO të pahibridizuara janë të vendosura pingul me rrafshin e molekulës dhe paralel me njëri-tjetrin (Fig. 2.8, a). Secili R-AO mund të mbivendoset në mënyrë të barabartë me dy fqinjë R-AO. Si rezultat i një mbivendosjeje të tillë, lind një sistem i vetëm π i delokalizuar, densiteti më i lartë i elektronit në të cilin ndodhet sipër dhe poshtë rrafshit të skeletit σ dhe mbulon të gjithë atomet e karbonit të ciklit (shih Fig. 2.8, b). . Dendësia e π-Elektronit shpërndahet në mënyrë të barabartë në të gjithë sistemin ciklik, i cili tregohet nga një rreth ose vijë me pika brenda ciklit (shih Fig. 2.8, c). Të gjitha lidhjet ndërmjet atomeve të karbonit në unazën e benzenit kanë të njëjtën gjatësi (0,139 nm), të ndërmjetme midis gjatësisë së lidhjeve të vetme dhe të dyfishta.

Bazuar në llogaritjet mekanike kuantike, u vërtetua se për formimin e molekulave të tilla të qëndrueshme, një sistem ciklik i sheshtë duhet të përmbajë (4n + 2) π-elektrone, ku n= 1, 2, 3, etj. (rregulli i Hückel-it, 1931). Duke marrë parasysh këto të dhëna, mund të specifikohet koncepti i "aromaticitetit".

Një përbërje është aromatike nëse ka një unazë të rrafshët dhe një konjugatπ -sistemi elektronik që mbulon të gjithë atomet e ciklit dhe përmban(4n+ 2) π-elektrone.

Rregulli i Hückel-it zbatohet për çdo sistem të kondensuar planar në të cilin nuk ka atome të përbashkëta nga më shumë se

Oriz. 2.8.Modeli orbital atomik i molekulës së benzenit (atomet e hidrogjenit të hequra; shpjegimi në tekst)

dy cikle. Komponimet me unaza të kondensuar të benzenit, të tilla si naftalina dhe të tjera, plotësojnë kriteret për aromatik.

Stabiliteti i sistemeve të çiftëzuara. Formimi i një sistemi të konjuguar dhe veçanërisht aromatik është një proces energjikisht i favorshëm, pasi kjo rrit shkallën e mbivendosjes së orbitaleve dhe ndodh delokalizimi (shpërndarja). R-elektrone. Në këtë drejtim, sistemet e konjuguara dhe aromatike kanë rritur stabilitetin termodinamik. Ato përmbajnë një furnizim më të vogël të energjisë së brendshme dhe në gjendjen bazë zënë një nivel më të ulët të energjisë në krahasim me sistemet jo të konjuguara. Nga ndryshimi midis këtyre niveleve, mund të përcaktohet qëndrueshmëria termodinamike e përbërjes së konjuguar, d.m.th. energjia e konjugimit(energjia e delokalizimit). Për butadien-1,3 është i vogël dhe arrin në rreth 15 kJ/mol. Me rritjen e gjatësisë së zinxhirit të konjuguar, energjia e konjugimit dhe, në përputhje me rrethanat, qëndrueshmëria termodinamike e komponimeve rritet. Energjia e konjugimit për benzenin është shumë më e lartë dhe arrin në 150 kJ/mol.

2.4. Efektet elektronike të zëvendësuesve 2.4.1. Efekti induktiv

Një lidhje polare σ në një molekulë shkakton polarizimin e lidhjeve σ afër dhe çon në shfaqjen e ngarkesave të pjesshme në atomet fqinje*.

Zëvendësuesit shkaktojnë polarizimin jo vetëm të tyre, por edhe të lidhjeve σ fqinje. Ky lloj transferimi i ndikimit të atomeve quhet efekt induktiv (/-efekt).

Efekti induktiv është bartja e ndikimit elektronik të zëvendësuesve si rezultat i zhvendosjes së elektroneve të lidhjeve σ.

Për shkak të polarizimit të dobët të lidhjes σ, efekti induktiv zbehet pas tre ose katër lidhjeve në qark. Efekti i tij është më i theksuar në raport me atomin e karbonit ngjitur me atë që ka një zëvendësues. Drejtimi i efektit induktiv të zëvendësuesit vlerësohet në mënyrë cilësore duke e krahasuar atë me atomin e hidrogjenit, efekti induktiv i të cilit merret zero. Grafikisht, rezultati i efektit / përfaqësohet nga një shigjetë që përkon me pozicionin e vijës së valencës dhe tregon drejt atomit më elektronegativ.

/V\më i fortë se atomi i hidrogjenit, shfaqetnegativefekt induktiv (-/- efekt).

Zëvendësues të tillë në përgjithësi reduktojnë densitetin elektronik të sistemit tërheqja e elektroneve. Këto përfshijnë shumicën e grupeve funksionale: OH, NH 2, COOH, NR 2 dhe grupet kationike, për shembull -NH 3+.

Një zëvendësues që zhvendos densitetin e elektronit në krahasim me atomin e hidrogjenitσ -lidhjet drejt atomit të karbonit të zinxhirit, ekspozonpozitiveefekt induktiv (+/- efekt).

Zëvendësues të tillë rrisin densitetin e elektronit në zinxhir (ose unazë) dhe quhen dhurues i elektroneve. Këto përfshijnë grupe alkile të vendosura në atomin e karbonit të hibridizuar sp 2, dhe qendrat anionike në grimcat e ngarkuara, për shembull -O -.

2.4.2. Efekti mezomerik

Në sistemet e konjuguara, p-elektronet e lidhjeve kovalente të delokalizuara luajnë rolin kryesor në transmetimin e ndikimit elektronik. Efekti i manifestuar në një zhvendosje në densitetin e elektroneve të një sistemi π të delokalizuar (i konjuguar) quhet efekti mesomerik (M-efekti), ose efekti i konjugimit.

Efekti mesomerik është transferimi i ndikimit elektronik të zëvendësuesve përmes një sistemi të konjuguar.

Në këtë rast, vetë deputeti është pjesëmarrës në sistemin e çiftuar. Ai mund të fusë në sistemin e konjugimit ose një lidhje π (karbonil, grupe karboksile, etj.), ose një çift të vetëm elektronesh heteroatom (grupe amino dhe hidroksi), ose një p-AO të zbrazët ose të mbushur me një elektron.

Shfaqet një zëvendësues që rrit densitetin e elektronit në një sistem të konjuguarpozitiveefekt mesomerik (+M- efekt).

Efekti M shfaqet nga zëvendësuesit që përfshijnë atome me një palë të vetme elektronesh (për shembull, një grup amino në një molekulë aniline) ose një ngarkesë të tërë negative. Këta zëvendësues janë të aftë

për transferimin e një çifti elektronesh në një sistem të përbashkët të konjuguar, d.m.th dhurues i elektroneve.

Shfaqet një zëvendësues që ul densitetin e elektronit në një sistem të konjuguarnegativefekt mesomerik (-M- efekt).

Efekti M në një sistem të konjuguar shkaktohet nga atomet e oksigjenit ose të azotit të lidhur nga një lidhje e dyfishtë me një atom karboni, siç tregohet në shembullin e acidit akrilik dhe benzaldehidit. Grupe të tilla janë tërheqja e elektroneve.

Një zhvendosje e densitetit të elektroneve tregohet nga një shigjetë e lakuar, fillimi i së cilës tregon se cilat elektrone p ose π janë zhvendosur, dhe fundi i së cilës tregon lidhjen ose atomin në të cilin janë zhvendosur. Efekti mesomerik, ndryshe nga efekti induktiv, transmetohet përmes një sistemi lidhjesh të konjuguara në një distancë shumë më të madhe.

Kur vlerësohet ndikimi i zëvendësuesve në shpërndarjen e densitetit të elektronit në një molekulë, është e nevojshme të merret parasysh efekti që rezulton i efekteve induktive dhe mezomerike (Tabela 2.2).

Tabela 2.2.Efektet elektronike të disa zëvendësuesve

Efektet elektronike të zëvendësuesve bëjnë të mundur vlerësimin cilësor të shpërndarjes së densitetit të elektronit në një molekulë që nuk reagon dhe parashikojnë vetitë e saj.

Struktura elektronike e atomeve të karbonit. Llojet e hibridizimit.

Bazat e strukturës së përbërjeve organike

Klasifikimi i përbërjeve organike. Grupi funksional dhe struktura e skeletit të karbonit si karakteristika klasifikuese të përbërjeve organike, Klasat kryesore të përbërjeve organike.

Klasifikimi modern i përbërjeve organike bazohet në dy karakteristika të rëndësishme:

Struktura e skeletit të karbonit të një molekule;

Prania e grupeve funksionale në molekulë.

Në bazë të strukturës së skeletit të karbonit, përbërjet organike ndahen në grupe. Përbërjet aciklike (alifatike) në të cilat zinxhiri i atomeve të karbonit mund të jetë i drejtë ose i degëzuar. Karbociklike komponimet në të cilat një zinxhir i përbërë vetëm nga atome karboni është i mbyllur në një cikël (unazë). Komponimet heterociklike që përmbajnë, përveç atomeve të karbonit, një ose më shumë heteroatome në skeletin e tyre ciklik - zakonisht atome të azotit, oksigjenit ose squfurit:

Përbërjet mëmë në kiminë organike janë hidrokarburet, të përbëra vetëm nga atomet e karbonit dhe hidrogjenit. Në pjesën më të madhe, molekulat organike përmbajnë grupe funksionale, d.m.th., atome ose grupe atomesh që përcaktojnë vetitë kimike të përbërjes dhe përkatësinë e tij në një klasë të caktuar. Grupi funksional përfshin domosdoshmërisht një heteroatom, megjithëse ndonjëherë lidhjet e shumta karbon-karbon (C=C dhe C≡C) përfshihen gjithashtu në grupet funksionale. Shumë grupe të tilla nuk përmbajnë fare një atom karboni. Në varësi të pranisë së grupeve të caktuara funksionale në molekulë, përbërjet organike ndahen në klasa.

Komponimet që kanë një grup funksional në molekulë quhen monofunksionale; disa grupe funksionale identike janë polifunksionale (glicerina). Komponimet heterofunksionale përmbajnë grupe të ndryshme funksionale në molekulat e tyre. Ato mund të klasifikohen njëkohësisht në disa klasa.

Kalimi nga një klasë në tjetrën më së shpeshti kryhet me pjesëmarrjen e grupeve funksionale pa ndryshuar skeletin e karbonit. Për më tepër, karakteristikat e klasifikimit formojnë bazën për nomenklaturën e përbërjeve organike.

Nomenklatura e përbërjeve organike. Nomenklatura e parëndësishme. Parimet bazë të nomenklaturës IUPAC (IUPAC-International Union of Pure and Applied Chemistry): nomenklatura zëvendësuese dhe radikale-funksionale.

Nomenklatura duhet të jetë sistematike dhe ndërkombëtare, në mënyrë që struktura e përbërjes të pasqyrohet në emër dhe struktura të mund të përfaqësohet pa mëdyshje nga emri. Për më tepër, nomenklatura duhet të jetë e përshtatshme për përpunim kompjuterik.

Historikisht, të parët ishin emrat e parëndësishëm të substancave që tregonin ose burimin e çlirimit (kafeinë, ure) ose vetitë e substancave (glicerol, glukozë). Emrat tregtarë janë të përhapur, dhe për substancat medicinale emri shpesh bazohet në efektin farmakologjik ose në elemente strukturore individuale. Këta emra janë të përshtatshëm për shkak të shkurtësisë së tyre, por ato nuk japin një ide të strukturës së substancës dhe nuk mund të kombinohen në një sistem. Përveç kësaj, disa nga emrat e parëndësishëm dalin jashtë përdorimit me kalimin e kohës, megjithëse shumë prej tyre kanë hyrë fort në përdorimin e përditshëm dhe madje kanë formuar bazën e emrave sistematikë.

Përdorimi i nomenklaturës sistematike për barnat luan një rol të rëndësishëm në farmaci, pasi shumë barna tregtohen me emra të ndryshëm tregtarë. Kur i përkthen ato në sistematike, shpesh mund të bindet se parimi aktiv i këtyre barnave mund të jetë e njëjta substancë (paracetamol, Panadol, Tylenol - n-hydroxyacetanilide). Gjatë zhvillimit të kimisë organike, u ngritën sisteme të ndryshme të nomenklaturës (Zhenevskaya, 1892; Liege, 1930), të cilat, pas përmirësimeve të përsëritura, u bënë baza e nomenklaturës sistematike moderne. IUPAC(IUPAC - Unioni Ndërkombëtar i Kimisë së Pastër dhe të Aplikuar).

Nomenklatura e përbërjeve organikeështë një sistem termash që tregojnë strukturën e substancave dhe rregullimin hapësinor të atomeve në molekulat e tyre.

Emërtimi sistematik - i përbërë tërësisht nga rrokje të krijuara ose të zgjedhura posaçërisht, (pentan, tiazol). Emri i parëndësishëm - në të cilin asnjë nga rrokjet nuk përdoret në një kuptim sistematik (ure, furan). Emri origjinal është ajo pjesë e emrit nga e cila, sipas rregullave të caktuara, është ndërtuar i gjithë emri. Për shembull, "etan" - "etanol". Mund të jetë sistematik dhe i parëndësishëm.

Zëvendësues - çdo atom ose grup atomesh që zëvendëson një atom hidrogjeni në përbërjen mëmë.

Grupi karakteristik - në IUPAC është pothuajse ekuivalent me konceptin e "grupit funksional", për shembull: grupi amino, halogjenet, grupi hidroksil, grupi karboksil, grupi karbonil, grupi okso, grupi nitro, grupi ciano. Grupi i lartë (kryesor) është një grup karakteristik, emri i të cilit pasqyrohet me një prapashtesë. Nuk ka avantazhe të tjera.

Parashtesa shumëzuese janë parashtesa di-, tri-, tetra-, etj., të përdorura për të treguar numrin e zëvendësuesve identikë ose lidhje të shumta. Lokanti është një numër ose shkronjë që tregon pozicionin e një zëvendësuesi ose lidhjeje të shumëfishtë në emrin mëmë.

Nga tetë llojet e nomenklaturës në IUPAC, më universale dhe më e zakonshme është nomenklatura zëvendësuese. Nomenklatura funksionale radikale përdoret më rrallë.

Nomenklatura zëvendësuese. Emri është ndërtuar si një fjalë komplekse, e përbërë nga një rrënjë (emri origjinal), parashtesa dhe prapashtesa, që karakterizojnë numrin dhe natyrën e zëvendësuesve, shkallën e pangopurit; tregohen lokantët. Grupet karakteristike ndahen në dy lloje. Disa prej tyre tregohen vetëm si parashtesa, të tjerët mund të jenë prapashtesa ose parashtesa në varësi të përparësisë. Grupi që është më i lartë se të tjerët në tabelë merret si grupi i lartë. Të gjitha të tjerat tregohen me parashtesa.

Nomenklatura funksionale radikale. Të njëjtat parime përdoren përgjithësisht për emrat, por prapashtesat nuk përdoren kurrë për të pasqyruar grupin më të vjetër. Në vend të kësaj, emri i klasës funksionale pasqyrohet me një fjalë, dhe pjesa tjetër e emrit përfaqësohet nga radikali përkatës. Për grupet karakteristike dyvalente, tregohen të dy radikalët e lidhur me atë grup. Nëse një përbërje përfshin më shumë se një lloj grupi karakteristik, atëherë emri i klasës funksionale merret si ai që ndodhet mbi të tjerët në tabelë. Pjesa tjetër e grupeve janë parashtesa.

Parimet e ndërtimit të emrave sistematikë. Përfshin sa vijon:

1. Përcaktoni llojin e nomenklaturës që është e përshtatshme për t'u zbatuar për këtë përbërje të veçantë.

2. Përcaktoni grupin karakteristik të lartë. Është kjo që përcakton zgjedhjen pasuese të strukturës mëmë dhe numërimin e saj.

3. Përcaktoni strukturën mëmë - zinxhirin kryesor të karbonit ose sistemin kryesor ciklik, i cili duhet të përfshijë numrin maksimal të grupeve të larta. Zinxhiri kryesor i karbonit për komponimet aciklike zgjidhet sipas kritereve, me secilin kriter të mëpasshëm që hyn në fuqi vetëm kur ai i mëparshmi nuk çon në përzgjedhje:

a) numrin maksimal të grupeve të larta;

b) numrin maksimal të lidhjeve të shumëfishta (të dyfishta dhe të trefishta);

c) gjatësia maksimale e zinxhirit;

d) numrin maksimal të zëvendësuesve.

4. Emërtoni strukturën prindërore dhe grupin karakteristik të lartë.

5. Zëvendësuesit identifikohen dhe emërtohen.

6. Numërimi kryhet në mënyrë që grupi i moshuar të marrë numrin më të vogël. Nëse zgjedhja është e paqartë, atëherë zbatohet rregulli i lokantëve më të vegjël - ato numërohen në mënyrë që zëvendësuesit të marrin numrat më të vegjël. Sekuenca më e vogël është ajo në të cilën numri i parë që haset është më i vogël se në një sekuencë tjetër (1,2,7-< 1,3,4 -).

7. Kombinoni pjesë të veçanta të emrit në një të përbashkët, duke iu përmbajtur renditjes alfabetike të parashtesave (parashtesat e shumëzimit nuk janë përfshirë). Numrat e lokantit vendosen para parashtesave dhe pas prapashtesave.

8. Nomenklatura funksionale radikale vetëm aty ku është përdorur tradicionalisht deri më sot.

Emrat josistematikë lejohen për hidrokarburet e mëposhtme të pazëvendësuara të izostrukturës: izobutan (CH 3) 2 CHCH 3, izopentan (CH 3) 2 CHCH 2 CH 3, neopentan (CH 3) 4 C, izoheksan (CH 3) 2 CHCH 2 CH 2 CH 3. Për komponimet e pangopura: etilen CH 2 =CH 2, acetilen CH≡CH, alen CH2 =C=CH2, izopren CH2 =C(CH3)CH=CH2.

Në serinë e hidrokarbureve aromatike - arene, ruhen emrat e mëposhtëm josistematik:

Nga strukturat mëmë të areneve të kondensuar, katër janë më të zakonshmet. Në disa raste, numërimi historik ruhet (për shembull, antraceni dhe fenantreni).

Derivatet halogjene që janë të thjeshta në strukturë shpesh emërtohen nga nomenklatura radikale-funksionale, për shembull, bromidi izopropil (CH 3) 2 CHBg, klorur benzil C 6 H 5 CH 2 C1.

Emra të parëndësishëm mbahen për një numër alkoolesh dhe fenolesh polihidrike:

Më pak të zakonshëm janë emrat funksional radikal të kripërave të alkoolit, të formuar duke zëvendësuar një pjesë të emrit -yl alkool me prapashtesën -ilate, për shembull, etoksidi i natriumit C 2 H 5 ONa, triizopropilat alumini [(CH 3) 2 CHO] 3 A1 .

Për eteret, më shpesh sesa për klasat e tjera të përbërjeve, përdoret nomenklatura funksionale radikale. Në këtë rast, emrat formohen nga emrat e radikalëve R dhe R" sipas rendit alfabetik, para fjalës eter, për shembull, metil etil eter CH 3 -O-CH 2 CH 3, eter diizopropil (CH 3) 2 CH-O-CH(CH3) 2, vinil fenil eter C6H5-O-CH=CH2.

Disa amine mbajnë emra të parëndësishëm:

Nëse acidi karboksilik që korrespondon me aldehidin ka një emër të parëndësishëm (1.3.10), atëherë emri i parëndësishëm i aldehidit mund të formohet prej tij:

Ruhen emrat e mëposhtëm të parëndësishëm:

Emri i parëndësishëm "aceton" për CH 3 COCH 3 është ruajtur. Për shumë acide karboksilike alifatike dhe karbociklike, mbahen emra të parëndësishëm, zakonisht të preferueshëm ndaj atyre sistematikë.

Struktura elektronike e atomeve të karbonit. Llojet e hibridizimit.

Një shqyrtim rigoroz i konceptit të lidhjes kimike bazohet në parimet e mekanikës kuantike. Një parim themelor i mekanikës kuantike thotë se elektronet sillen si valë, dhe lëvizja e një elektroni mund të përshkruhet duke përdorur një funksion valor. Modeli matematikor i elektroneve në një atom njihet si ekuacioni i Shrodingerit. Zgjidhja e ekuacionit diferencial të Schrödinger-it na lejon të marrim një karakteristikë të niveleve të energjisë dhe funksioneve valore përkatëse që përshkruajnë lëvizjen e elektroneve në një atom. Moduli në katror i funksionit të valës është gjithmonë pozitiv. Ajo korrespondon me densitetin e resë elektronike në një vëllim të caktuar. Paraqitjet grafike tredimensionale të densitetit të elektroneve quhen orbitale.

Orbitale atomike(AO) është rajoni i hapësirës në të cilin probabiliteti për të gjetur një elektron është maksimal.

Gjendja e një elektroni në një atom vlerësohet duke përdorur numrat kuantikë, të cilat karakterizojnë nivelin e energjisë, formën dhe orientimin hapësinor të orbitalit. Për të shpjeguar strukturën e predhave elektronike të atomeve, përdoren tre parime kryesore: parimi Pauli, rregulli i Hundit dhe parimi i energjisë minimale. Atomet dhe molekulat janë shembuj tipikë të sistemeve mekanike kuantike. Kur atomet afrohen më shumë, AO-të e tyre mbivendosen. Një molekulë përshkruhet nga shpërndarja e elektroneve midis grupeve të orbitaleve molekulare (MOs). Ekzistojnë tre numra kuantikë pa dimension, të cilët shënohen me simbolet n, l dhe m. Shfaqja e numrit kuantik n shkaktohet nga fakti se elektroni mund të ndryshojë distancën e tij nga bërthama. Numrat kuantikë l dhe m lidhen me momentin këndor të elektronit, i cili mund të rrotullohet rreth bërthamës në tre dimensione. Numri l karakterizon madhësinë e momentit këndor, dhe numri m karakterizon orientimin e momentit këndor në hapësirë, pasi momenti këndor është një sasi vektoriale. Numri n quhet numri kuantik kryesor. Vlerat e lejuara të numrave kuantikë, që rrjedhin nga kushtet kufitare, janë n = 1, 2, 3 ...; l = 0, 1, 2 ... (n-1); m = l, (l-1), (l-2), ..., -l.

Të gjitha orbitalet me moment këndor zero quhen orbitale s. Orbitalja s me energji më të ulët (n=1, l=0, m=0) quhet orbital 1s. Nëse n=2 dhe l=0, atëherë kjo është një orbitale 2s. Nëse n=0, vlera e vetme e lejuar për l është zero, por nëse n=2, numri kuantik i momentit këndor orbital mund të marrë vlerat 0 (orbitale 2s) ose 1. Nëse l=1, orbitalet atomike quhen p orbitalet . Me n=2 dhe l=1 kemi një orbitale 2p. Meqenëse l=0 për orbitalet p, numri kuantik m mund të marrë vlerat +1, 0 dhe -1. Vlerat e ndryshme të m korrespondojnë me orbitalet me orientime të ndryshme të momentit këndor orbital. Një orbitale p me m=0 ka një projeksion zero të momentit këndor në boshtin z dhe për këtë arsye quhet orbitale p z. Dy orbitalet e tjera p mund të përfaqësohen nga modele të ngjashme me "tehet" të orientuara përgjatë boshteve x dhe y, prandaj quhen orbitale p x - dhe p y -. Nëse n=3, atëherë l mund të marrë vlerat 0, 1 dhe 2. Kjo rezulton në një orbitale 3s, tre orbitale 3p dhe pesë orbitale 3d. Ekzistojnë pesë orbitale 3d, pasi në l = 2 m mund të marrin vlerat 2, 1, 0, -1 dhe -2.

Për të dalluar dy elektrone në një orbitale s nga njëri-tjetri, nevojitet një numër tjetër kuantik, i cili quhet spin. Spin-i lidhet me momentin këndor të një elektroni që rrotullohet rreth boshtit të vet. Për një elektron, vetëm një vlerë s=1/2 është e mundur. Dallimi i vetëm midis dy elektroneve në orbitalin s është orientimi i ndryshëm i momentit këndor të rrotullimit. Kështu, nga dy elektronet në orbitalin 1s, njëri ka α-spin, dhe tjetri ka β-spin, d.m.th. rrotullimet e këtyre elektroneve janë antiparalele ose, me fjalë të tjera, të çiftuara.

Ekziston një parim tjetër i rëndësishëm i teorisë kuantike, i cili ndalon më shumë se dy elektrone të zënë ndonjë orbitale. Ky parim quhet Ndalimi i Paulit: Çdo orbital mund të jetë i zënë nga më së shumti dy elektrone, dhe nëse është i zënë nga dy elektrone, drejtimi i rrotullimeve të tyre duhet të jetë i kundërt. Përjashtimi Pauli zbatohet si për orbitalet atomike ashtu edhe për ato molekulare. Parimi Pauli ndalon që elektroni i tretë të jetë në një orbital s të mbushur tashmë me dy elektrone, dhe kështu elektroni i tretë zë orbitalën tjetër me energjinë më të ulët.

Për të ndërtuar konfigurimin elektronik të çdo atomi me numër Z, duhet të imagjinoni orbitalet atomike me sekuencën e energjive 1s.<2s<2p<3s<3p<3d<... и затем разместить Z электронов, начиная с орбитали низшей энергии, в соответствии с принципом Паули. Необходимо лишь помнить, что имеется только одна 1s-орбиталь, одна 2s-орбиталь и т.д., но орбиталей типа 2р, 3р и т.д. по три, орбиталей типа 3d, 4d и т.д. - по пять, а орбиталей типа 4f, 5f и т.д. - по семь.

Sipas konceptit hibridizimi, katër orbitalet valente të atomit të karbonit 2s, 2p x, 2p z, 2p z, mund të zëvendësohen nga një grup i një numri të caktuar orbitalesh hibride ekuivalente. Duhet mbajtur mend se hibridizimi nuk është një fenomen fizik, por një teknikë thjesht matematikore. Në varësi të kombinimit të orbitaleve hibride dhe të pahibridizuara, një atom karboni mund të jetë në gjendjen e hibridizimit sp 3 -, sp 2 - ose sp. Ideja e hibridizimit sp 3 të një atomi karboni mund të përshkruhet si më poshtë.

Kalimi i një elektroni nga një orbital 2s në një orbital 2p kërkon një sasi të vogël energjie, e cila kompensohet lehtësisht nga energjia e çliruar kur formohen dy lidhje shtesë.

Duke përdorur konceptin e hibridizimit, ne mund të shpjegojmë ekuivalencën e të katër lidhjeve kimike në metan. Për më tepër, orbitalet hibride janë të afta të mbivendosen më mirë. Nëse marrim efikasitetin relativ të mbivendosjes së s-AO si unitet, atëherë, sipas të dhënave të llogaritura, efikasiteti i mbivendosjes së orbitaleve të tjera rritet në sekuencën:

Kështu, koncepti i hibridizimit na lejon të përcaktojmë se ku lokalizohen orbitalet molekulare në hapësirë, d.m.th. lidh idetë mekanike klasike dhe kuantike për strukturën e përbërjeve.

4. Llojet e lidhjeve kimike në përbërjet organike. Lidhjet kovalente s dhe p. Struktura e lidhjeve të dyfishta (C=C, C=O, C=N) dhe të trefishta (CºC, CºN), karakteristikat kryesore të tyre (gjatësia, energjia, polariteti, polarizimi).

Molekulat e përbërjeve organike janë një koleksion atomesh të lidhur në një sekuencë të caktuar me lidhje kimike. Reaktiviteti i komponimeve përcaktohet nga lloji i lidhjeve kimike, natyra e atomeve të lidhura dhe ndikimi i tyre i ndërsjellë në molekulë.

Lidhja kimike- një grup ndërveprimesh midis elektroneve dhe bërthamave, që çojnë në kombinimin e atomeve në një molekulë.

Komunikimi i Lokalizuarështë një lidhje kimike, elektronet e së cilës ndahen midis bërthamave të dy atomeve. Komponimet organike karakterizohen nga kovalente s- Dhe fq- lidhjet. Lidhja kovalenteështë një lidhje kimike e formuar nga ndarja e elektroneve të atomeve të lidhura.

Një lidhje kovalente formohet si rezultat i mbivendosjes së dy AOs për të formuar një orbitale molekulare të zënë nga dy elektrone. L. Pauling prezantoi koncepte të dobishme për të kuptuar lidhjet kovalente valencë drejtimore Dhe hibridizimi orbital. Sipas konceptit të valencës së drejtimit, lidhja e atomeve ndodh në drejtimin që siguron mbivendosje maksimale të orbitaleve. Sa më mirë të jetë mbivendosja, aq më e fortë duhet të jetë lidhja dhe vetëm me mbivendosje maksimale arrihet energjia minimale e sistemit.

Kur lidhjet kovalente formohen nga mbivendosja e orbitaleve p, fraksionet e orbitaleve p emërtohen "+" dhe "-" (nuk lidhen me ngarkesat). Të dyja rrahjet R-retë elektronike bartin një ngarkesë negative, por funksioni valor ka gjithmonë shenja të kundërta në të dyja anët e nyjës orbitale. Lobet orbitale të së njëjtës shenjë mbivendosen. Llojet e mbivendosjes orbitale mund të karakterizohen nga simetria cilindrike në lidhje me boshtin ndërnuklear, i cili korrespondon me konceptin s- lidhjet.

s-Komunikimi- kjo është një lidhje e vetme kovalente e formuar kur një AO mbivendoset përgjatë një linje (boshti) të drejtë që lidh bërthamat e 2 atomeve të lidhura me mbivendosje maksimale në këtë vijë të drejtë.

Përdorimi i orbitaleve hibride sp 3 në lidhjen e një atomi 12 C me katër atome 1 H gjatë formimit të një molekule CH 4 çon në formimin e një atomi më të fortë. s- Lidhjet S-N. Metani me katër zëvendësues identikë në atomin e karbonit është një tetraedron ideal me një kënd H-C-H prej 109°28". Kjo gjeometri siguron zmbrapsje minimale midis 4 çifteve lidhëse të elektroneve. Atomet 16 O, 14 N, etj., të ngjashme 12 C, mund të përdorë orbitalet hibride sp 3 për të formuar të fortë s- lidhjet.

Në etilen, çdo atom karboni është i lidhur jo me 4, por vetëm me 3 të tjerë. Në këtë rast, struktura elektronike e molekulës përshkruhet duke përdorur konceptet e hibridizimit sp 2. Tre sp 2 -AO të formuara nga një orbitale 2s dhe dy 2p shtrihen në të njëjtin plan në një kënd prej 120°. Në etilen s-Lidhja C-C formohet nga mbivendosja e orbitaleve hibride përgjatë boshteve të tyre. Dy orbitalet e mbetura sp 2 të secilit atom karboni mbivendosen me s-AO të hidrogjenit, duke formuar s- Lidhjet S-N. Është vërtetuar eksperimentalisht se këndet midis lidhjeve H-C-H dhe H-C-C janë përkatësisht 116,7° dhe 121,6°, d.m.th., ka një devijim nga këndi ideal prej 120°. 2p-AO i pahibridizuar ndodhet në kënde të drejta me rrafshin e kornizës së lidhjes σ. 2p-AO-të e dy atomeve të karbonit paralel me njëri-tjetrin mbivendosen mbi dhe poshtë rrafshit të skeletit σ për të formuar MO të lidhjes π (Fig. 2.4, c).

Një lidhje π është një lidhje e formuar nga mbivendosja anësore e p-AOs të pahibridizuara me mbivendosje maksimale mbi dhe nën rrafshin e lidhjeve σ. Dendësia e elektroneve të lidhjes π është e përqendruar mbi dhe nën rrafshin e lidhjeve σ. Rrafshi që kalon nëpër bërthama është rrafshi nyjor. Probabiliteti i gjetjes së elektroneve π në këtë rrafsh është zero.

Ideja e hibridizimit të sp 2 mund të zbatohet gjithashtu në 16 O, 14 N, Hal. Kur formohet një C=N e dyfishtë, 14 N përdor 1 orbitale hibride për t'u mbivendosur me sp 2 -AO 12 C për të formuar një lidhje σ, një tjetër për lidhjen σ nga një atom tjetër, dhe e treta është e zënë nga një palë e vetme elektronesh. Në këtë rast, të dy 12 C dhe 14 N mbajnë p-orbitale të pahibridizuara, të cilat formojnë një lidhje π përmes mbivendosjes anësore. Lidhja C=O formohet në mënyrë të ngjashme, me ndryshimin se dy palë elektrone ndodhen në 2 orbitalet hibride të 16 O.

Për të përshkruar lidhjen C=O në grupin karbonil, mund të zbatohet edhe ideja e hibridizimit sp të 16 O. Në këtë rast, dy çifte të vetme elektronesh prej 16 O ndodhen në orbitale jo ekuivalente: njëra në sp. -hibrid AO, tjetri në p y -AO, pingul me p-orbitalet e lidhjes C=O π.

Në alkinet, çdo 12 C e lidhjes së trefishtë C≡C mund të lidhet vetëm me 2 të tjera në acetilen, të dy 12 C janë në një gjendje sp-hibridizimi. Orbitalet hibride janë të vendosura në të njëjtën vijë të drejtë në një kënd prej 180°. Kur formohet C≡C, orbitalet hibride 12C marrin pjesë në formimin e lidhjes σ. Dy orbitalet p të pahibridizuara të secilës prej dy 12C janë paralele me njëra-tjetrën dhe mund të mbivendosen në çifte. Në këtë rast, dy lidhje π formohen në plane pingule. Koncepti i hibridizimit sp përdoret gjithashtu për të përshkruar lidhjen e trefishtë të 12 C me 14 N. Çifti i vetëm i elektroneve prej 14 N ndodhet në sp-AO.

Atomet 14 N, 16 O, squfuri dhe fosfori nuk përdorin të gjitha elektronet e valencës së jashtme kur formojnë lidhje kovalente të zakonshme. Ata kanë një ose më shumë çifte të vetme elektronesh në orbitale hibride ose të pahibridizuara. Kur një AO me dy elektron të mbushur me një heteroatom (dhurues) të tillë ndërvepron me një orbital të zbrazët të një atomi të cilit i mungojnë elektronet (pranuesi), formohet një lidhje e re kovalente.

Dhurues-pranues, ose lidhja koordinuese është një lidhje kovalente e formuar nga një palë elektrone nga një atom. Për shembull, një lidhje dhurues-pranues formohet si rezultat i ndërveprimit të amineve me protonet e acideve, me dy elektrone të dhuruesit që u përkasin në mënyrë të barabartë dy atomeve të lidhura. Si rezultat, atomi i dhuruesit fiton një ngarkesë pozitive. Lidhja kovalente e formuar, për shembull, në një jon alkilamoniumi, ndryshon nga të tjerët vetëm në metodën e formimit të saj janë identike me N-H të tjerë.

Një lloj i lidhjes dhurues-pranues është një lidhje gjysmëpolare. Një lidhje gjysmëpolare është një kombinim i lidhjeve kovalente dhe jonike. Në këtë rast, atomi dhurues formon një lidhje me një atom neutral të cilit i mungojnë një palë elektrone për të plotësuar shtresën e jashtme të valencës. Për shembull, një lidhje e tillë formohet në oksidet N gjatë bashkëveprimit të amineve me H 2 O 2. 14 N siguron një çift elektronesh për të formuar një lidhje me atomin 16 O Si rezultat i lidhjes kovalente, ndodh një rishpërndarje e densitetit të elektroneve dhe ngarkesat me shenjë të kundërt shfaqen në atomet e lidhur. Një tipar karakteristik i një lidhjeje gjysmëpolare është prania e ngarkesave të kundërta në atomet e lidhura kovalente.

Lloji i lidhjeve dhurues-pranues përfshin gjithashtu lidhjet në përbërje komplekse. Dhuruesi i çiftit elektronik mund të jetë një heteroatom me një çift të vetëm elektronesh (n-donorë) ose π-elektrone të një lidhjeje π të izoluar ose një sistem lidhjesh π (π-donorë). Pranuesit mund të jenë jonet Me (që kanë orbitale të lira), jodi molekular, bromi (për shkak të zgjerimit të shtresës së jashtme të valencës), sistemet π me mungesë të elektroneve (komponimet në të cilat lidhja π ose sistemi π është e varfëruar në densitet elektronik për shkak të ndikimit pranues të zëvendësuesve) . Për shembull, trioksid dioksan-squfuri.

Një rast i veçantë janë metalocenet - π-komplekset e jonit aromatik ciklopentadienidi me jone metalike kalimtare (Fe 2+, Co 2+, Ni 2+). Në ferrocen, bashkëveprimi i dy unazave të ciklopentadienedioneve me jonin Fe 2 ndodh për shkak të mbivendosjes së unazave π-MO të pasura me elektrone me 3d-AOs vakante të jonit Fe 2+.

Vetitë e një lidhjeje kovalente shprehen përmes karakteristikave të saj sasiore - gjatësisë, energjisë, polaritetit, polarizimit.

Gjatësia e lidhjes është distanca midis qendrave të atomeve të lidhura. Metodat kryesore për përcaktimin e gjatësive të lidhjeve dhe këndeve ndërmjet tyre janë analiza e difraksionit me rreze X (për trupat e ngurtë) dhe difraksioni i elektroneve (për gazrat). Atomet në një molekulë lëkunden rreth një distancë të caktuar optimale - gjatësia e lidhjes ekuilibër që korrespondon me energjinë minimale të një sistemi prej dy bërthamash. Prandaj, distancat janë vlera mesatare. Gjatësia e lidhjes varet nga natyra e lidhjes, por lidhjet e të njëjtit lloj midis të njëjtave atome në komponime të ndryshme kanë vlera afërsisht konstante (vetitë e lidhjeve individuale janë afërsisht të pavarura nga pjesa tjetër e molekulës).

Gjatësia e lidhjeve që përfshijnë një atom karboni varet nga gjendja e tij e hibridizimit. Lidhjet e vetme C-C kanë tendencë të ulen në gjatësi ndërsa proporcioni i karakterit s të orbitalit hibrid rritet. Kështu, gjatësitë e lidhjes C sp 3 -C sp 2, C sp 2 -C sp 2, C sp 3 -C sp janë 0.154, 0.150 dhe 0.146 nm. E njëjta prirje mund të vërehet për lidhjet C-H: C sp 3 -H > C sp 2 -H > C sp - H (0.110, 0.107 dhe 0.106 nm). Ndërsa numri i lidhjeve midis atomeve rritet, gjatësia e tyre gjithmonë zvogëlohet. Lidhjet e dyfishta C=C, C=O, C=N janë më të shkurtra se lidhjet e vetme përkatëse, dhe lidhjet e trefishta C≡C, C≡N janë më të shkurtra se lidhjet dyfishe përkatëse.

Quhet gjysma e gjatësisë së një lidhje kovalente midis atomeve të ngjashme në një molekulë rreze kovalente. Në rastin kur atome të ndryshme janë të lidhura në mënyrë kovalente dhe dihet rrezja e një atomi, atëherë, duke përcaktuar gjatësinë e lidhjes, është e mundur të llogaritet rrezja kovalente e një atomi tjetër: gjatësia e lidhjes kovalente është e barabartë me shumën e rrezet kovalente të atomeve të lidhura. Përjashtim bëjnë lidhjet shumë polare: gjatësia e tyre është më e vogël se shuma e rrezeve kovalente.

Një karakteristikë tjetër e distancave ndërmjet atomeve është rrezja e van der Waals-it , që është një masë se sa afër mund t'i afrohen njëri-tjetrit dy atome që nuk janë të lidhur në mënyrë kovalente. Është gjithmonë më shumë se kovalente.

Këndet e lidhjes janë këndet midis dy lidhjeve që ndajnë një atom të përbashkët. Këndet e lidhjeve ndërbërthamore X-C-Y në përbërjet organike duhet të korrespondojnë me gjendjen e hibridizimit të atomit të karbonit dhe të jenë të barabartë me 109.5, 120 dhe 180° për gjendjen sp 3 -, sp 2 -, sp-hibride, përkatësisht. Kur një atom karboni në gjendjen e hibridizimit sp 3 lidhet me 4 atome ose grupe identike, këndet e lidhjes korrespondojnë me këndet e një tetraedri të rregullt. Por në shumicën e rasteve ato ndryshojnë nga idealet. Për atomet e karbonit në gjendjen sp 2 - dhe sp -hibridizimi i shoqëruar me zëvendësues të pabarabartë, vërehen edhe devijime nga këndet përkatësisht 120 dhe 180°. Kjo është veçanërisht e vërtetë për atomet ose grupet e atomeve që kanë elektronegativitet të ndryshëm. Vështirësitë hapësinore ndikojnë gjithashtu në ndryshimin e këndeve të lidhjes.

Energjia e lidhjes është energjia që duhet shpenzuar për të thyer një lidhje midis dy atomeve, dhe në përputhje me rrethanat, e njëjta energji lirohet kur formohet një lidhje. Energjia e lidhjes mund të përcaktohet duke përdorur metoda spektrale dhe termokimike. Energjia shërben si masë e forcës së një lidhjeje: sa më e lartë të jetë energjia, aq më e fortë është lidhja.

Energjia e nevojshme për ndarjen homolitike të një lidhjeje në atome quhet energji disociimi. Për molekulat diatomike është e barabartë me energjinë e lidhjes. Energjia e disociimit mund të matet, por në rastin e molekulave komplekse shpesh është e pamundur të përcaktohet energjia e disociimit që kërkohet për të thyer një lidhje të vetme. Në mënyrë tipike, energjia e nevojshme për të transformuar molekulat në atome llogaritet nga nxehtësia e djegies, bazuar në supozimin e aditivitetit në kontributet e secilit element.

Ekziston një lidhje midis gjatësisë së një lidhjeje dhe energjisë së saj: sa më e gjatë të jetë lidhja, aq më e ulët është energjia dhe anasjelltas. Lidhjet e dyfishta janë më të forta dhe më të shkurtra se lidhjet e vetme përkatëse, por ato nuk janë dy herë më të forta. Kjo do të thotë se lidhja σ është më e fortë se lidhja π. Energjia e lidhjes mund të ndryshojë dukshëm në varësi të një numri faktorësh që lidhen me karakteristikat strukturore. Kështu, energjia e lidhjes C-H për atomin primar, sekondar dhe terciar të karbonit nuk është e njëjtë. Lidhja që përfshin atomin terciar të karbonit është më pak e fortë, ndërsa lidhja që përfshin atomin primar të karbonit është më e forta.

Polariteti i lidhjes është për shkak të shpërndarjes së pabarabartë të densitetit të elektroneve. Nëse atomet që formojnë një lidhje kovalente janë ekuivalente, atëherë çifti i elektroneve lidhëse u përket njëlloj të dyjave. Shumica e lidhjeve kovalente formohen nga atome të pabarabarta ose të pabarabarta. Në këtë rast, densiteti i elektronit mund të zhvendoset. Tendenca e atomeve për të tërhequr elektrone karakterizohet nga kriteri empirik - elektronegativiteti është aftësia e një atomi në një molekulë për të tërhequr elektronet valente të përfshira në një lidhje kimike.

Janë bërë përpjekje për të matur elektronegativitetin, i cili do të tregonte drejtimin dhe shkallën e zhvendosjes së resë elektronike ndërmjet çdo dy atomesh. Më e njohura është shkalla L. Pauling (1939) e bazuar në energjitë lidhëse të molekulave diatomike. Disa qasje kanë llogaritur elektronegativitetin për gjendje të ndryshme të hibridizimit atomik. Dihet se një rritje në fraksionin e orbitalit s në një AO hibrid çon në një rritje të elektronegativitetit. Për më tepër, elektronegativitetet u llogaritën jo vetëm për atomet, por edhe për grupet e atomeve.

Një lidhje e formuar nga atome me elektronegativitet të ndryshëm do të jetë polare . Atomet e lidhura me të mbajnë ngarkesa të pjesshme, të shënuara δ (delta). Kur diferenca në elektronegativitetin e atomeve të lidhjes është nga 0,5 në 2,0, ata flasin për një lidhje shumë polare; nëse kjo diferencë është më e madhe se 2.0, atëherë shkalla e jonikitetit të lidhjes është e lartë. Zhvendosja në densitetin elektronik të një lidhje polare σ tregohet nga një shigjetë e drejtë që përkon me vijën e valencës, dhe zhvendosja e një lidhjeje të shumëfishtë polare tregohet nga një shigjetë e lakuar.

Shpërndarja e pabarabartë e densitetit elektronik të një lidhje kovalente krijon një ndarje ngarkese të karakterizuar nga një moment dipoli μ. Momenti total i dipolit të një molekule përcaktohet në mënyrë eksperimentale. Momenti dipol i një lidhjeje individuale mund të matet drejtpërdrejt vetëm për molekulat diatomike. Një molekulë me një përbërje më komplekse konsiderohet si një sistem i disa dipoleve. Momenti total i dipolit të një molekule është shuma vektoriale e momenteve të lidhjes. Në molekulat e ndërtuara në mënyrë simetrike (CC1 4 ose CO 2) μ = 0, megjithëse lidhjet karakterizohen nga një moment i rëndësishëm dipol. Megjithatë, ata kompensojnë njëri-tjetrin. Polariteti i lidhjeve përcakton kryesisht reaktivitetin dhe mekanizmin e reagimit të përbërjeve organike.

Polarizueshmëria e lidhjes shprehet në zhvendosjen e resë elektronike në raport me bërthamat nën ndikimin e një fushe elektromagnetike të jashtme. Dipoli i induktuar që rezulton i shtohet dipolit të përhershëm (nëse ka një të tillë). Polarizimi përcaktohet nga lehtësia e zhvendosjes së elektroneve të lidhjes. Ato lidhje polarizohen më lehtë, dendësia maksimale e elektroneve të të cilave ndodhet më larg nga bërthamat e lidhura. Për sa i përket polarizimit, lidhja π është dukshëm më e lartë se lidhja σ. Polarizimi përcakton kryesisht reaktivitetin e molekulave, pasi zhvendosja e elektroneve të lidhjeve të caktuara mund të ndodhë jo vetëm nën ndikimin e një fushe elektrike, por edhe nën ndikimin e një grimce reaguese që afrohet, si dhe nën ndikimin e tretësve.

Një atom hidrogjeni i lidhur me një atom fort elektronegativ (fluor, oksigjen, azot, klor) është në gjendje të ndërveprojë me çiftin e vetëm të elektroneve të një atomi tjetër fort elektronegativ të së njëjtës ose një molekule tjetër për të formuar një lidhje të dobët shtesë të quajtur lidhje hidrogjeni.

Reja elektronike e lidhjes 1H me një atom elektronegativ zhvendoset fuqishëm drejt këtij atomi, duke e lënë bërthamën 1H të mbrojtur dobët. Ngarkesa e madhe pozitive e bërthamës së atomit 1 H tërhiqet nga ngarkesa negative e një atomi tjetër elektronegativ. Energjia e një ndërveprimi të tillë është e krahasueshme me energjinë e lidhjes së mëparshme, dhe 1 H lidhet me dy atome menjëherë, dhe lidhja me atomin e dytë mund të jetë edhe më e fortë. Si rezultat, një proton mund të lëvizë nga një atom elektronegativ në tjetrin. Barriera e energjisë për një tranzicion të tillë është e vogël. Natyra e lidhjes hidrogjenore është elektrostatike dhe nga natyra dhuruese-pranuese. Lidhja hidrogjenore është e dobët, varion nga 10-40 kJ/mol, që është dukshëm më pak se energjia e një lidhjeje kovalente ose jonike.

Lidhja hidrogjenore luan një rol të rëndësishëm në shfaqjen e shumë vetive fizike dhe kimike të molekulave. Lidhjet ndërmolekulare të hidrogjenit përcaktojnë lidhjen e shumë komponimeve, për shembull, alkoolet, acidet karboksilike, gjë që çon në pika të vlimit anormalisht të larta. Zgjidhja e substancave nëpërmjet formimit të lidhjeve hidrogjenore me tretësin rrit në mënyrë dramatike tretshmërinë e tyre. Lidhjet hidrogjenore gjithashtu kontribuojnë në stabilizimin e specieve të jonizuara në tretësirë. Lidhjet hidrogjenore intramolekulare krijohen kur mbyllja e një unaze gjashtë-anëtarësh dhe, më rrallë, pesë-anëtarësh është e mundur. Lidhjet e hidrogjenit luajnë një rol jetik në formimin e strukturës hapësinore të proteinave, acideve nukleike, polisaharideve, si dhe në rrjedhën e një sërë procesesh biokimike (përsëritja e ADN-së, sinteza e ARN-së) dhe në shumë raste ofrojnë

Karboni është elementi i gjashtë i tabelës periodike të Mendelejevit. Pesha e tij atomike është 12.

Karboni është në periudhën e dytë të sistemit Mendeleev dhe në grupin e katërt të këtij sistemi.

Numri i periodës na tregon se gjashtë elektronet e karbonit ndodhen në dy nivele energjie.

Dhe numri i grupit të katërt thotë se karboni ka katër elektrone në nivelin e tij të jashtëm të energjisë. Dy prej tyre janë çiftuar s-elektrone, dhe dy të tjerat nuk janë çiftuar R-elektrone.

Struktura e shtresës së jashtme elektronike të atomit të karbonit mund të shprehet me skemat e mëposhtme:

Çdo qelizë në këto diagrame nënkupton një orbital të veçantë elektronik, shigjeta nënkupton një elektron të vendosur në orbital. Dy shigjeta brenda një qelize janë dy elektrone të vendosura në të njëjtën orbitale, por me rrotullime të kundërta.

Kur një atom ngacmohet (kur i jepet energji), një nga çiftet S-elektronet e zëna R-orbitale.

Një atom karboni i ngacmuar mund të marrë pjesë në formimin e katër lidhjeve kovalente. Prandaj, në shumicën dërrmuese të përbërjeve të tij, karboni shfaq një valencë prej katër.

Kështu, përbërjen e ka përbërja organike më e thjeshtë, metani hidrokarbur CH 4. Struktura e saj mund të shprehet me formula strukturore ose elektronike:

Formula elektronike tregon se atomi i karbonit në molekulën e metanit ka një shtresë të jashtme të qëndrueshme me tetë elektrone, dhe atomet e hidrogjenit kanë një shtresë të qëndrueshme me dy elektrone.

Të katër lidhjet kovalente të karbonit në metan (dhe në përbërje të tjera të ngjashme) janë të barabarta dhe të drejtuara në mënyrë simetrike në hapësirë. Atomi i karbonit ndodhet, si të thuash, në qendër të tetraedronit (piramida e rregullt katërkëndore), dhe katër atomet e lidhur me të (në rastin e metanit, katër atome hidrogjeni) janë në majat e tetraedrit.

Këndet ndërmjet drejtimeve të çdo çifti lidhjesh janë të njëjta dhe arrijnë në 109 gradë 28 minuta.

Kjo shpjegohet me faktin se në një atom karboni, kur ai formon lidhje kovalente me katër atome të tjerë, nga një s- dhe tre fq-orbitalet si rezultat sp 3-hibridizimi prodhon katër hibride të vendosura në mënyrë simetrike në hapësirë sp 3-orbitalet e zgjatura drejt kulmeve të tetraedrit.

Karakteristikat e vetive të karbonit.

Numri i elektroneve në nivelin e jashtëm të energjisë është faktori kryesor që përcakton vetitë kimike të një elementi.

Në anën e majtë të tabelës periodike ka elementë me një nivel elektronik të jashtëm me mbushje të ulët. Elementet e grupit të parë kanë një elektron në nivelin e jashtëm, elementët e grupit të dytë kanë dy.

Elementet e këtyre dy grupeve janë metalet. Ato oksidohen lehtësisht, d.m.th. humbasin elektronet e jashtme dhe bëhen jone pozitive.

Në anën e djathtë të tabelës periodike, përkundrazi, ka jometalet (agjentë oksidues). Krahasuar me metalet, ato kanë një bërthamë me një numër më të madh protonesh. Një bërthamë kaq masive siguron një tërheqje shumë më të fortë nga reja e saj elektronike.

Elementë të tillë humbasin elektronet e tyre me shumë vështirësi, por ata nuk janë kundër lidhjes së elektroneve shtesë nga atomet e tjerë, d.m.th. oksidojnë ato, dhe në të njëjtën kohë kthehen në një jon negativ.

Me rritjen e numrit të grupit në tabelën periodike, vetitë metalike të elementeve dobësohen dhe aftësia e tyre për të oksiduar elementë të tjerë rritet.

Karboni është në grupin e katërt, d.m.th. vetëm në mes midis metaleve, të cilët heqin dorë lehtësisht nga elektronet, dhe jometaleve, të cilët i fitojnë lehtësisht këto elektrone.

Per kete arsye karboni nuk ka tendencë të theksuar për të dhuruar apo për të fituar elektrone.

Zinxhirët e karbonit.

Një veti e jashtëzakonshme e karbonit, e cila përcakton shumëllojshmërinë e përbërjeve organike, është aftësia e atomeve të tij për t'u lidhur me lidhje të forta kovalente me njëri-tjetrin, duke formuar qarqe karboni me gjatësi pothuajse të pakufizuar.

Përveç karbonit, zinxhirët e atomeve identike formohen nga analogu i tij nga grupi IV - silikoni. Sidoqoftë, zinxhirë të tillë përmbajnë jo më shumë se gjashtë atome Si. Njihen zinxhirë të gjatë të atomeve të squfurit, por përbërjet që i përmbajnë ato janë të brishta.

Valencat e atomeve të karbonit që nuk përdoren për lidhje reciproke përdoren për shtimin e atomeve ose grupeve të tjera (në hidrokarbure - për shtimin e hidrogjenit).

Pra hidrokarburet etan ( C 2 H 6) dhe propan ( C 3 H 8) përmbajnë zinxhirë prej dy dhe tre atomesh karboni, përkatësisht. Struktura e tyre shprehet me formulat e mëposhtme strukturore dhe elektronike:

Dihen komponime që përmbajnë qindra ose më shumë atome karboni në zinxhirët e tyre.

Për shkak të orientimit tetraedral të lidhjeve të karbonit, atomet e tij të përfshirë në zinxhir nuk janë të vendosur në një vijë të drejtë, por në një model zigzag. Për më tepër, për shkak të mundësisë së rrotullimit të atomeve rreth boshtit të lidhjes, zinxhiri në hapësirë ​​mund të marrë forma (konformacione) të ndryshme:

Kjo strukturë e zinxhirëve bën të mundur që atomet terminale ose ato të tjera jo ngjitur të karbonit të afrohen së bashku. Si rezultat i formimit të lidhjeve midis këtyre atomeve, zinxhirët e karbonit mund të mbyllen në unaza (cikle), për shembull:

Kështu, diversiteti i përbërjeve organike përcaktohet gjithashtu nga fakti se me të njëjtin numër atomesh karboni në një molekulë, janë të mundshme komponime me një zinxhir të hapur dhe të hapur të atomeve të karbonit, si dhe substanca molekulat e të cilave përmbajnë cikle.

Lidhje të thjeshta dhe të shumta.

Lidhjet kovalente midis atomeve të karbonit të formuara nga një palë elektrone të përgjithësuara quhen lidhje të thjeshta.

Lidhja midis atomeve të karbonit mund të kryhet jo nga një, por nga dy ose tre palë elektrone të përbashkëta. Pastaj marrim zinxhirë me lidhje të shumta - të dyfishta ose të trefishta. Këto lidhje mund të përshkruhen si më poshtë:

Përbërjet më të thjeshta që përmbajnë lidhje të shumta janë hidrokarburet etilenit(me lidhje dyfishe) dhe acetilen(me lidhje të trefishtë):

Hidrokarburet me lidhje të shumta quhen të pangopura ose të pangopura. Etileni dhe acetilen janë përfaqësuesit e parë të dy serive homologe - hidrokarburet e etilenit dhe acetilenit.

Artikulli i mëparshëm: Sa është shpejtësia e dritës Artikulli vijues: Karakteristikat e elementit të karbonit dhe vetitë kimike