- •2. Ковалентные связи в соединениях углерода
- •3. Факторы, влияющие на доступность электронов
- •1. Индуктивный эффект – используется для характеристики электронного облака σ-связи
- •4. Классификация реагентов и реакций
- •5. Энергетика реакции
- •6.Ароматичность Прежде чем приступить к рассмотрению темы, необходимо вспомнить теорию резонанса. Основные положения теории резонанса
- •Определение и классификация
- •Структурная формула бензола
- •Строение бензола
- •Строение и ароматичность нафталина
- •Химические свойства ароматических соединений
- •Механизм электрофильного замещения на примере бензола
- •Правила ориентации в бензольном кольце. Заместители первого и второго рода.
- •Теория ориентации
- •Электрофильное замещение в нафталине
- •Электрофильное замещение в гетероциклах
- •Кислоты и основания
Лекция 1
Атом углерода, его особенности, валентные состояния
Органическая химия – химия атома углерода. Число органических соединений в десятки раз больше, чем неорганических, что может быть объяснено только особенностями атома углерода:
а) он находится в середине шкалы электроотрицательности и второго периода, поэтому ему невыгодно отдавать свои и принимать чужие электроны и приобретать положительный или отрицательный заряд;
б) особенное строение электронной оболочки – нет электронных пар и свободных орбиталей (есть еще только один атом с подобным строением – водород, вероятно, поэтому углерод с водородом образует столь много соединений - углеводородов).
Электронное строение атома углерода
С – 1s22s22p2 или 1s22s22px12py1 2pz0
В графическом виде:
Атом углерода в возбужденном состоянии имеет следующую электронную формулу:
*С – 1s22s12p3 или 1s22s12px12py1 2pz1
В виде ячеек:
- Форма s- и p – орбиталей
Атомная орбиталь - область пространства, где с наибольшей вероятностью можно обнаружить электрон, с соответствующими квантовыми числами.
Она представляет собой трехмерную электронную «контурную карту», в которой волновая функция определяет относительную вероятность нахождения электрона в данной конкретной точке орбитали.
Относительные размеры атомных орбиталей увеличиваются по мере возрастания их энергий (главное квантовое число - n), а их форма и ориентация в пространстве определяется – квантовыми числами l и m. Электроны на орбиталях характеризуются спиновым квантовым числом. На каждой орбитали могут находиться не более 2 электронов с противоположными спинами.
При образовании связей с другими атомами атом углерода преобразует свою электронную оболочку так, чтобы образовались наиболее прочные связи, а, следовательно, выделилось как можно больше энергии, и система приобрела наибольшую устойчивость.
Для изменения электронной оболочки атома требуется энергия, которая затем компенсируется за счет образования более прочных связей.
Преобразование электронной оболочки (гибридизация) может быть, в основном, 3 типов, в зависимости от числа атомов, с которыми атом углерода образует связи.
Виды гибридизации:
sp3 – Гибридизация (валентное состояние) – атом образует связи с 4 соседними атомами (тетраэдрическая гибридизация):
Электронная формула sp3 – гибридного атома углерода:
*С –1s22(sp3)4 в виде ячеек
Валентный угол между гибридными орбиталями ~109°.
Стереохимическая формула атома углерода:
sp2 – Гибридизация (валентное состояние) – атом образует связи с 3 соседними атомами (тригональная гибридизация):
Электронная формула sp2 – гибридного атома углерода:
*С –1s22(sp2)32p1 в виде ячеек
Валентный угол между гибридными орбиталями ~120°.
Стереохимическая формула sp2 – гибридного атома углерода:
sp – Гибридизация (валентное состояние) – атом образует связи с 2 соседними атомами (линейная гибридизация):
Электронная формула sp – гибридного атома углерода:
*С –1s22(sp)22p2 в виде ячеек
Валентный угол между гибридными орбиталями ~180°.
Стереохимическая формула:
Во всех видах гибридизации участвует s-орбиталь, т.к. она имеет минимум энергии.
Перестройка электронного облака позволяет образовывать максимально прочные связи и минимальное взаимодействие атомов в образующейся молекуле. При этом гибридные орбитали могут быть не идентичные, а валентные углы – разные, например СН2Cl2 и СCl4
2. Ковалентные связи в соединениях углерода
Ковалентные связи, свойства, способы и причины образования – школьная программа.
Напомню, лишь что:
1. Образование связи между атомами можно рассматривать как результат перекрывания их атомных орбиталей, при этом, чем оно эффективнее (больше интеграл перекрывания), тем прочнее связь.
Согласно расчетным данным, относительные эффективности перекрывания атомных орбиталей Sотн возрастают следующим образом:
Следовательно, использование гибридных орбиталей, например, sp3-орбиталей углерода в образовании связей с четырьмя атомами водорода, приводит к возникновению более прочных связей.
2. Ковалентные связи в соединениях углерода образуются двумя способами:
А) Если две атомные орбитали перекрываются вдоль их главных осей, то образующуюся связь называют — σ-связью.
Геометрия. Так, при образовании связей с атомами водорода в метане четыре гибридные sр3~орбитали атома углерода перекрываются с s-орбиталями четырех атомов водорода, образуя четыре идентичные прочные σ-связи, располагающиеся под углом 109°28' друг к другу (стандартный тетраэдрический угол). Сходная строго симметричная тетраэдрическая структура возникает также, например, при образовании ССl4; если же атомы, образующие связи с углеродом, неодинаковы, например в случае СН2С12, пространственная структура будет несколько отличаться от полностью симметричной, хотя по существу она остается тетраэдрической.
Длина σ-связи между атомами углерода зависит от гибридизации атомов и уменьшается при переходе от sр3 – гибридизации к sр. Это объясняется тем, что s – орбиталь находится ближе к ядру, чем р-орбиталь, поэтому, чем больше её доля в гибридной орбитале, тем она короче, а следовательно, короче и образующаяся связь
Б) Если две атомные p-орбитали, расположенные параллельно друг другу, осуществляют боковое перекрывание над и под плоскостью, где расположены атомы, то образующуюся связь называют — π (пи) -связью
Боковое перекрывание атомных орбиталей менее эффективно, чем перекрывание вдоль главной оси, поэтому π -связи менее прочны, чем σ -связи. Это проявляется, в частности, в том, что энергия двойной углерод-углеродной связи превышает энергию одинарной связи менее чем в два раза. Так, энергия связи С—С в этане равна 347 кДж/моль, тогда как энергия связи С = С в этене составляет только 598 кДж/моль, а не ~ 700 кДж/моль.
Степень бокового перекрывания двух атомных 2р-орбиталей, а следовательно, и прочность π -связи максимальна, если два атома углерода и четыре связанные с ними атомы расположены строго в одной плоскости, т. е. если они копланарны, поскольку только в этом случае атомные 2р-орбитали точно параллельны одна другой и поэтому способны к максимальному перекрыванию. Любое отклонение от копланарного состояния вследствие поворота вокруг σ-связи, соединяющей два атома углерода, приведет к уменьшению степени перекрывания и соответственно к снижению прочности π-связи, которая, таким образом, способствует сохранению плоскостности молекулы.
Вращение вокруг двойной углерод-углеродной связи невозможно.
Распределение π-электронов над и под плоскостью молекулы означает существование области отрицательного заряда, готовой к взаимодействию с любыми электронодефицитными реагентами.
Атомы кислорода, азота и др. также имеют разные валентные состояния (гибридизации), при этом их электронные пары могут находиться как на гибридных, так и p-орбиталях.