الفصل الثاني: السندات الكيميائية والتأثير المتبادل للذرات في المركبات العضوية
يتم تحديد الخصائص الكيميائية للمركبات العضوية حسب نوع الروابط الكيميائية وطبيعة الذرات المترابطة وتأثيرها المتبادل في الجزيء. يتم تحديد هذه العوامل ، بدورها ، من خلال التركيب الإلكتروني للذرات وتفاعل مداراتها الذرية.
2.1. التركيب الإلكتروني لذرة الكربون
الجزء من الفضاء الذري الذي يكون فيه احتمال العثور على الإلكترون هو الحد الأقصى يسمى المدار الذري (AO).
في الكيمياء ، يتم استخدام مفهوم المدارات الهجينة لذرة الكربون والعناصر الأخرى على نطاق واسع. يعد مفهوم التهجين كطريقة لوصف إعادة ترتيب المدارات ضروريًا عندما يكون عدد الإلكترونات غير المزدوجة في الحالة الأرضية للذرة أقل من عدد الروابط المتكونة. مثال على ذلك ذرة الكربون ، والتي تظهر في جميع المركبات كعنصر رباعي التكافؤ ، ولكن وفقًا لقواعد ملء المدارات على مستواها الإلكتروني الخارجي ، يوجد فقط إلكترونان غير متزاوجان في الحالة الأرضية 1s 2 2s 2 2p 2 (الشكل . 2.1 ، أوالتذييل 2-1). في هذه الحالات ، يُفترض أن المدارات الذرية المختلفة ، القريبة من الطاقة ، يمكن أن تختلط مع بعضها البعض ، وتشكل مدارات هجينة من نفس الشكل والطاقة.
المدارات الهجينة ، بسبب التداخل الأكبر ، تشكل روابط أقوى مقارنة بالمدارات غير المهجنة.
اعتمادًا على عدد المدارات المهجنة ، يمكن أن تكون ذرة الكربون في واحدة من ثلاث حالات
أرز. 2.1.توزيع الإلكترونات في المدارات عند ذرة الكربون في الأرض (أ) ، والحالات المثارة (ب) والحالات المهجنة (ج - sp 3 ، ز-sp2 ، د- س)
التهجين (انظر الشكل 2.1 ، ج هـ). يحدد نوع التهجين اتجاه AOs الهجين في الفضاء ، وبالتالي هندسة الجزيئات ، أي هيكلها المكاني.
التركيب المكاني للجزيئات هو الترتيب المتبادل للذرات والمجموعات الذرية في الفضاء.
sp 3-تهجين.عند خلط أربعة AOs خارجية لذرة كربون متحمس (انظر الشكل 2.1 ، ب) - مدارات 2s- وثلاثة مدارات 2p - تنشأ أربعة مدارات مكافئة sp 3 - هجينة. لها شكل ثلاثي الأبعاد "ثمانية" ، إحدى نصلها أكبر بكثير من الأخرى.
كل مدار هجين مملوء بإلكترون واحد. تحتوي ذرة الكربون في حالة تهجين sp 3 على التكوين الإلكتروني 1s 2 2 (sp 3) 4 (انظر الشكل 2.1 ، ج). حالة التهجين هذه هي سمة من سمات ذرات الكربون في الهيدروكربونات المشبعة (الألكانات) ، وبالتالي في جذور الألكيل.
بسبب التنافر المتبادل ، يتم توجيه sp 3-hybrid AOs في الفضاء إلى القمم رباعي السطوحوالزوايا بينهما 109.5؟ (الموقع الأكثر فائدة ؛ الشكل 2.2 ، أ).
تم تصوير الهيكل المكاني باستخدام الصيغ الكيميائية الفراغية. في هذه الصيغ ، يتم وضع ذرة الكربون المهجنة sp 3 وروابطها في مستوى الرسم ويُشار إليها بيانياً بخط منتظم. يشير الخط الغامق أو الإسفين الغامق إلى اتصال يمتد للأمام من مستوى الرسم ويتم توجيهه نحو المراقب ؛ خط منقط أو إسفين متدرج (..........) - اتصال يذهب بعيدًا عن المراقب خارج مستوى الرسم
أرز. 2.2.أنواع تهجين ذرة الكربون. النقطة الموجودة في المركز هي نواة الذرة (يتم حذف الأجزاء الصغيرة من المدارات الهجينة لتبسيط الشكل ؛ وتظهر p-AOs غير المهجنة بالألوان)
zha (الشكل 2.3 ، أ). ذرة الكربون في الدولة sp 3- التهجين له تكوين رباعي السطوح.
sp 2-تهجين.عند خلط واحد 2 ثانية-واثنان 2p-AO من ذرة الكربون المثارة ، ثلاثة مكافئات ص 2-مدارات هجينة وتبقى غير مهجنة 2p-AO. ذرة الكربون في الدولة ص 2-التهجين له تكوين إلكتروني 1s 2 2 (sp 2) 3 2p 1 (انظر الشكل 2.1 ، د). حالة التهجين هذه لذرة الكربون نموذجية للهيدروكربونات غير المشبعة (الألكينات) ، وكذلك لبعض المجموعات الوظيفية ، مثل الكربونيل والكربوكسيل.
ص 2 - توجد المدارات الهجينة في نفس المستوى بزاوية 120 ؟، وال AO غير المهجن في مستوى عمودي (انظر الشكل 2.2 ، ب). ذرة الكربون في الدولة ص 2-التهجين له التكوين الثلاثي.توجد ذرات الكربون المرتبطة برابطة مزدوجة في مستوى الرسم ، ويتم تحديد روابطها الفردية الموجهة نحو المراقب وبعيدًا عنه كما هو موضح أعلاه (انظر الشكل 2.3 ، ب).
س التهجين.عندما يتم خلط مداري 2s وواحد 2p من ذرة كربون متحمس ، يتم تكوين اثنين من المدارات sp الهجينة المتكافئة ، بينما تظل اثنتان من p AOs غير مهجنة. تحتوي ذرة الكربون في حالة التهجين sp على التكوين الإلكتروني
أرز. 2.3الصيغ الكيميائية المجسمة للميثان (أ) والإيثان (ب) والأسيتيلين (ج)
1s 2 2 (sp 2) 2 2p 2 (انظر الشكل 2.1 هـ). تحدث حالة التهجين هذه لذرة الكربون في المركبات التي لها رابطة ثلاثية ، على سبيل المثال ، في الألكينات والنتريل.
تقع المدارات sp-hybrid بزاوية 180 ؟، واثنين من AOs غير المهجنة في مستويات متعامدة بشكل متبادل (انظر الشكل 2.2 ، ج). ذرة الكربون في حالة التهجين sp لها تكوين الخط ،على سبيل المثال ، في جزيء الأسيتيلين ، تكون جميع الذرات الأربع على نفس الخط المستقيم (انظر الشكل 2.3 ، الخامس).
يمكن أيضًا أن تكون ذرات العناصر العضوية الأخرى في حالة هجينة.
2.2. الروابط الكيميائية لذرة الكربون
يتم تمثيل الروابط الكيميائية في المركبات العضوية بشكل أساسي بالروابط التساهمية.
الرابطة التساهمية هي رابطة كيميائية تتكون نتيجة التنشئة الاجتماعية لإلكترونات الذرات المترابطة.
تحتل هذه الإلكترونات المشتركة المدارات الجزيئية (MOs). كقاعدة عامة ، MO هو مدار متعدد المراكز والإلكترونات التي تملأها غير محددة (مشتتة). وبالتالي ، يمكن أن تكون MO ، مثل AO ، شاغرة ، مملوءة بإلكترون واحد أو إلكترونين مع دوران معاكس *.
2.2.1. σ- وπ -مجال الاتصالات
هناك نوعان من الروابط التساهمية: σ (سيجما) - و π (باي) - سندات.
الرابطة σ هي رابطة تساهمية تتشكل عندما يتداخل AO على طول خط مستقيم (محور) يربط بين نوى ذرتين مترابطتين مع الحد الأقصى للتداخل على هذا الخط المستقيم.
تنشأ الرابطة σ عندما يتداخل أي AO ، بما في ذلك الهجين. يوضح الشكل 2.4 تكوين رابطة σ بين ذرات الكربون نتيجة للتداخل المحوري لروابطها الهجينة sp 3 -AO و C-H عن طريق تداخل الهجين sp 3 -AO للكربون و s-AO للهيدروجين.
* لمزيد من التفاصيل انظر: Popkov V.A.، Puzakov S.A.كيمياء عامة. - م: جيوتار ميديا ، 2007. - الفصل الأول.
أرز. 2.4تكوين روابط σ في الإيثان عن طريق التداخل المحوري لـ AO (يتم حذف أجزاء صغيرة من المدارات الهجينة ، وتظهر الألوان sp 3 -AOالكربون والأسود - هيدروجين S-AO)
بالإضافة إلى التداخل المحوري ، من الممكن حدوث نوع آخر من التداخل - التداخل الجانبي لـ p-AO ، مما يؤدي إلى تكوين رابطة π (الشكل 2.5).
المدارات الذرية
أرز. 2.5تشكيل رابطة π في الإيثيلين عن طريق التداخل الجانبي r-AO
الرابطة π هي رابطة تتكون من تداخل جانبي من p-AOs غير المهجنة مع حد أقصى من التداخل على جانبي الخط المستقيم الذي يربط نوى الذرات.
الروابط المتعددة الموجودة في المركبات العضوية هي مزيج من روابط σ- و: روابط مزدوجة - واحد σ- وواحد-، وثلاثي - واحد σ- واثنان.
يتم التعبير عن خصائص الرابطة التساهمية من حيث الخصائص مثل الطاقة والطول والقطبية وقابلية الاستقطاب.
طاقة الرابطةهي الطاقة المنبعثة أثناء تكوين السندات أو المطلوبة لفصل ذرتين مترابطتين. إنه بمثابة مقياس لقوة الرابطة: فكلما زادت الطاقة ، زادت قوة الرابطة (الجدول 2.1).
طول الارتباطهي المسافة بين مراكز الذرات المستعبدة. الرابطة المزدوجة أقصر من الرابطة الفردية ، والرابطة الثلاثية أقصر من الرابطة المزدوجة (انظر الجدول 2.1). الروابط بين ذرات الكربون في حالات التهجين المختلفة لها نمط مشترك -
الجدول 2.1.الخصائص الرئيسية للروابط التساهمية
مع زيادة جزء المدار s في المدار الهجين ، يتناقص طول الرابطة. على سبيل المثال ، في سلسلة من المركبات ، البروبان CH 3 CH 2 CH 3 ، بروبين CH 3 CH = CH 2 ، بروبين CH 3 C = CH CH 3 طول الرابطة -C ، على التوالي ، يساوي 0.154 ؛ 0.150 و 0.146 نانومتر.
قطبية الاتصال بسبب التوزيع غير المتكافئ (الاستقطاب) لكثافة الإلكترون. يتم تحديد قطبية الجزيء من خلال قيمة العزم ثنائي القطب. من لحظات ثنائي القطب للجزيء ، يمكن حساب لحظات ثنائي القطب للروابط الفردية (انظر الجدول 2.1). كلما كانت العزم ثنائي القطب أكبر ، كلما كانت الرابطة أكثر قطبية. سبب قطبية الرابطة هو الاختلاف في الكهربية للذرات المرتبطة.
كهرسلبية يميز قدرة الذرة في الجزيء على الاحتفاظ بإلكترونات التكافؤ. مع زيادة القدرة الكهربية للذرة ، تزداد درجة إزاحة إلكترونات الرابطة في اتجاهها.
بناءً على قيم طاقة الرابطة ، اقترح الكيميائي الأمريكي L. Pauling (1901-1994) خاصية كمية للكهرباء النسبية للذرات (مقياس بولينج). في هذا المقياس (الصف) ، يتم ترتيب العناصر العضوية النموذجية وفقًا للكهرباء النسبية (يتم إعطاء معدنين للمقارنة) على النحو التالي:
الكهربية ليست ثابتًا مطلقًا لعنصر ما. يعتمد ذلك على الشحنة الفعالة للنواة ونوع تهجين AO وتأثير البدائل. على سبيل المثال ، تكون الكهربية الكهربية لذرة كربون في حالة sp 2 - أو تهجين sp أعلى مما كانت عليه في حالة sp 3 - التهجين ، والذي يرتبط بزيادة نسبة المدار s في المدار الهجين . أثناء انتقال الذرات من sp 3 - إلى sp 2 - وما بعده إلى ص- الحالة المهجنة ، يتناقص طول المدار الهجين تدريجيًا (خاصة في الاتجاه الذي يوفر أكبر تداخل أثناء تكوين الرابطة σ) ، مما يعني أنه في نفس التسلسل ، يكون الحد الأقصى لكثافة الإلكترون أقرب إلى النواة من الذرة المقابلة.
في حالة الرابطة التساهمية غير القطبية أو غير القطبية عمليًا ، يكون الاختلاف في الكهربية للذرات المرتبطة صفراً أو قريبًا من الصفر. مع زيادة الاختلاف في الكهربية ، تزداد قطبية الرابطة. مع اختلاف يصل إلى 0.4 ، يتحدثون عن ضعف قطبي ، وأكثر من 0.5 - من رابطة تساهمية قطبية قوية ، وأكثر من 2.0 - من رابطة أيونية. الروابط التساهمية القطبية عرضة للانقسام غير المتجانسة
(انظر 3.1.1).
استقطاب الاتصالات يتم التعبير عنها في إزاحة إلكترونات الرابطة تحت تأثير مجال كهربائي خارجي ، بما في ذلك جسيم متفاعل آخر. يتم تحديد الاستقطاب من خلال تنقل الإلكترون. تكون الإلكترونات أكثر قدرة على الحركة كلما ابتعدت عن نوى الذرات. فيما يتعلق بقابلية الاستقطاب ، تتجاوز الرابطة π الرابطة بشكل كبير ، نظرًا لأن أقصى كثافة إلكترونية للرابطة تقع بعيدًا عن النواة المستعبدة. تحدد قابلية الاستقطاب إلى حد كبير تفاعل الجزيئات فيما يتعلق بالكواشف القطبية.
2.2.2. سندات المانحين المتقبلين
التداخل بين إلكترونين AOs ليس هو الطريقة الوحيدة لتكوين رابطة تساهمية. يمكن تكوين الرابطة التساهمية عن طريق تفاعل مدار ثنائي الإلكترون لذرة واحدة (مانح) مع مدار شاغر لذرة أخرى (متقبل). المتبرعون عبارة عن مركبات تحتوي إما على مدارات بها زوج وحيد من الإلكترونات أو π-MO. حاملات أزواج الإلكترونات المنفردة (n- إلكترونات ، من اللغة الإنجليزية. غير ملتصق)هي ذرات النيتروجين والأكسجين والهالوجين.
تلعب أزواج الإلكترونات المنفردة دورًا مهمًا في إظهار الخصائص الكيميائية للمركبات. على وجه الخصوص ، فهي مسؤولة عن قدرة المركبات على الدخول في تفاعل المتبرع والمتقبل.
تسمى الرابطة التساهمية المكونة من زوج من الإلكترونات من أحد شركاء الرابطة رابطة المانحين المتقبل.
تختلف الرابطة المتكونة للمانح والمتقبل فقط في طريقة التكوين ؛ خصائصه هي نفس الروابط التساهمية الأخرى. تكتسب ذرة المتبرع شحنة موجبة.
تعتبر روابط المتبرع والمتقبل من سمات المركبات المعقدة.
2.2.3. روابط هيدروجينية
ذرة الهيدروجين المرتبطة بعنصر كهرسلبي بقوة (النيتروجين والأكسجين والفلور وما إلى ذلك) قادرة على التفاعل مع زوج وحيد من الإلكترونات لذرة كهربية كافية من نفس الجزيء أو جزيء آخر. نتيجة لذلك ، تنشأ رابطة هيدروجينية ، وهي نوع من المانحين-
السندات المقبولة. بيانيا ، عادة ما يتم تمثيل الرابطة الهيدروجينية بثلاث نقاط.
طاقة رابطة الهيدروجين منخفضة (10-40 كيلوجول / مول) ويتم تحديدها بشكل أساسي من خلال التفاعل الكهروستاتيكي.
تتسبب الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات في ارتباط المركبات العضوية ، مثل الكحوليات.
تؤثر الروابط الهيدروجينية على الخصائص الفيزيائية (نقاط الغليان والانصهار ، اللزوجة ، الخصائص الطيفية) والخصائص الكيميائية (القاعدة الحمضية) للمركبات. على سبيل المثال ، درجة غليان الإيثانول سي 2H5 OH (78.3 درجة مئوية) أعلى بكثير من ثنائي ميثيل الأثير CH 3 OCH 3 (-24 درجة مئوية) من نفس الوزن الجزيئي ، والذي لا يرتبط بسبب الروابط الهيدروجينية.
يمكن أيضًا أن تكون الروابط الهيدروجينية داخل الجزيء. تؤدي هذه الرابطة في أنيون حمض الساليسيليك إلى زيادة حموضته.
تلعب الروابط الهيدروجينية دورًا مهمًا في تكوين التركيب المكاني للمركبات الجزيئية - البروتينات والسكريات المتعددة والأحماض النووية.
2.3 الأنظمة ذات الصلة
يمكن أن تكون الرابطة التساهمية موضعية أو غير محددة. تسمى الرابطة موضعية ، وتنقسم إلكتروناتها فعليًا بين نواتي الذرات المترابطة. إذا كانت إلكترونات الرابطة مشتركة بين أكثر من نواتين ، فإن أحدهما يتحدث عن رابطة غير محددة.
الرابطة غير المحددة هي رابطة تساهمية يمتد مدارها الجزيئي على أكثر من ذرتين.
الروابط غير الموضعية في معظم الحالات هي روابط. هم من خصائص الأنظمة المزدوجة. في هذه الأنظمة ، يحدث نوع خاص من التأثير المتبادل للذرات - الاقتران.
الاقتران (ميزوميريا ، من اليونانية. ميسوس- وسيط) هو محاذاة الروابط والشحنات في جزيء حقيقي (جسيم) مقارنة ببنية مثالية ولكنها غير موجودة.
يمكن أن تنتمي المدارات p غير المحددة التي تشارك في الاقتران إما إلى اثنين أو أكثر من روابط π ، أو إلى رابطة π وذرة واحدة مع مدار p. وفقًا لهذا ، يتم التمييز بين اقتران π و π و ρ و π. يمكن أن يكون نظام الاقتران مفتوحًا أو مغلقًا ولا يحتوي على ذرات كربون فحسب ، بل يحتوي أيضًا على ذرات غير متجانسة.
2.3.1. أنظمة الدائرة المفتوحة
π,π - الاقتران.أبسط ممثل للأنظمة المترافقة π ، π مع سلسلة كربون هو بوتادين -1،3 (الشكل 2.6 ، أ). ذرات الكربون والهيدروجين ، وبالتالي ، جميع روابط في جزيءه تقع في نفس المستوى ، وتشكل هيكلًا عظميًا مسطحًا. ذرات الكربون في حالة تهجين sp 2. توجد p-AOs غير المهجنة لكل ذرة كربون عموديًا على مستوى الهيكل العظمي σ ومتوازية مع بعضها البعض ، وهو شرط ضروري لتداخلها. يحدث التداخل ليس فقط بين p-AO لذرات C-1 و C-2 و C-3 و C-4 ، ولكن أيضًا بين p-AO لذرات C-2 و C-3 ، مما يؤدي إلى التكوين لنظام واحد يمتد على أربع ذرات كربون ، أي تنشأ رابطة تساهمية غير محددة (انظر الشكل 2.6 ، ب).
أرز. 2.6.النموذج المداري الذري لجزيء 1.3-بوتادين
ينعكس هذا في التغيير في أطوال الروابط في الجزيء. تم زيادة طول الرابطة C-1-C-2 ، وكذلك C-3-C-4 في بوتادين -1،3 إلى حد ما ، وتم تقصير المسافة بين C-2 و C-3 مقارنةً بالمزدوجة والمفردة التقليدية سندات. بمعنى آخر ، تؤدي عملية إلغاء تحديد موقع الإلكترون إلى محاذاة أطوال الروابط.
الهيدروكربونات التي تحتوي على عدد كبير من الروابط المزدوجة المترافقة شائعة في المملكة النباتية. وتشمل هذه ، على سبيل المثال ، الكاروتينات التي تحدد لون الجزر والطماطم وما إلى ذلك.
يمكن أن يشتمل نظام الاقتران المفتوح أيضًا على ذرات غير متجانسة. مثال على فتح π ، π- أنظمة مترافقة مع ذرة مغايرة في السلسلةيمكن استخدام مركبات الكربونيل غير المشبعة ألفا وبيتا. على سبيل المثال ، مجموعة الألدهيد في acrolein CH 2 = CH-CH = O هو عضو في سلسلة اقتران ثلاث ذرات كربون مهجن sp 2 وذرة أكسجين. تساهم كل من هذه الذرات بإلكترون واحد في نظام الأحادي.
الاقتران pn.غالبًا ما يتجلى هذا النوع من الاقتران في المركبات التي تحتوي على الجزء الهيكلي -CH = CH-X ، حيث X عبارة عن ذرة غير متجانسة لها زوج غير مشترك من الإلكترونات (بشكل أساسي O أو N). وتشمل هذه ، على سبيل المثال ، إيثرات الفينيل ، في جزيئاتها الرابطة المزدوجة صمدار ذرة الأكسجين. يتم تشكيل رابطة ثلاثية المراكز غير متمركزة من خلال تداخل ذرتين من الكربون المهجن p-AO sp 2 وواحدة ص-AO من ذرة غير متجانسة مع زوج من الإلكترونات n.
يوجد تكوين رابطة ثلاثية المراكز غير محددة في مجموعة الكربوكسيل. هنا ، تشارك الإلكترونات π الخاصة برابطة C = O والإلكترونات n لذرة الأكسجين لمجموعة OH في الاقتران. تتضمن الأنظمة المقترنة ذات الروابط والشحنات المحاذية تمامًا جزيئات سالبة الشحنة ، مثل أيون الأسيتات.
يشار إلى اتجاه تحول كثافة الإلكترون بواسطة سهم منحني.
توجد طرق رسومية أخرى لعرض نتائج الاقتران. وبالتالي ، فإن بنية أيون الأسيتات (I) تفترض أن الشحنة موزعة بالتساوي على ذرات الأكسجين (كما هو موضح في الشكل 2.7 ، وهذا صحيح).
يتم استخدام الهياكل (II) و (III) في نظرية الرنين.وفقًا لهذه النظرية ، يتم وصف الجزيء أو الجسيم الحقيقي من خلال مجموعة معينة مما يسمى بهياكل الرنين ، والتي تختلف عن بعضها البعض فقط في توزيع الإلكترونات. في الأنظمة المترافقة ، تتم المساهمة الرئيسية في الهجين الرنان من خلال الهياكل ذات التوزيعات المختلفة لكثافة الإلكترون (السهم ذو الوجهين الذي يربط هذه الهياكل هو رمز خاص لنظرية الرنين).
هياكل الحدود (الحدود) غير موجودة بالفعل. ومع ذلك ، فإنها "تساهم" إلى حد ما في التوزيع الحقيقي لكثافة الإلكترون في جزيء (جسيم) ، والذي يتم تمثيله على أنه هجين رنان يتم الحصول عليه عن طريق التراكب (التراكب) للهياكل المحددة.
في الأنظمة المترافقة ρ و مع سلسلة كربون ، يمكن أن يحدث الاقتران إذا كانت هناك ذرة كربون مع مدار p غير مهجن بجوار الرابطة. يمكن أن تكون هذه الأنظمة جزيئات وسيطة - الكربونات ، الكربوهيدرات ، الجذور الحرة ، على سبيل المثال ، هياكل الأليل. تلعب شظايا أليل الجذور الحرة دورًا مهمًا في عمليات بيروكسيد الدهون.
في أنيون الأليل CH 2 \ u003d CH-CH 2 يسلم ذرة الكربون المهجنة sp 2 C-3 إلى المترافق المشترك
أرز. 2.7.خريطة كثافة الإلكترون لمجموعة COONa في البنسلين
نظامان للإلكترون ، في CH جذري الأليل 2 = CH-CH 2+ - واحد ، وفي الكربوهيدرات الأليل CH 2 = CH-CH 2+ لا تقدم أي. نتيجة لذلك ، عندما تتداخل p-AO مع ثلاث ذرات كربون مهجنة من sp 2 ، يتم تكوين رابطة ثلاثية المراكز غير محددة ، تحتوي على أربعة (في carbanion) ، وثلاثة (في الجذور الحرة) ، واثنين (في carbocation) الإلكترونات على التوالي.
بشكل رسمي ، تحمل ذرة C-3 في الكاتيون الأليل شحنة موجبة ، وفي الجذر الأليل يكون لها إلكترون غير مزدوج ، وفي أنيون الأليل يكون لها شحنة سالبة. في الواقع ، في مثل هذه الأنظمة المترافقة ، هناك عدم تمركز (تشتت) كثافة الإلكترون ، مما يؤدي إلى محاذاة الروابط والشحنات. ذرات C-1 و C-3 متكافئة في هذه الأنظمة. على سبيل المثال ، في الكاتيون الأليل ، يحمل كل منهم شحنة موجبة+1/2 ومتصل برابطة "واحد ونصف" مع ذرة C-2.
وبالتالي ، يؤدي الاقتران إلى اختلاف كبير في توزيع كثافة الإلكترون في الهياكل الحقيقية مقارنة بالهياكل التي تمثلها صيغ البنية التقليدية.
2.3.2. أنظمة الحلقة المغلقة
تعتبر الأنظمة المقترنة الحلقية ذات أهمية كبيرة كمجموعة من المركبات ذات الاستقرار الديناميكي الحراري المتزايد مقارنة بالأنظمة المفتوحة المقترنة. تحتوي هذه المركبات أيضًا على خصائص خاصة أخرى ، يتحد مجملها بالمفهوم العام عطرية.وتشمل هذه قدرة هذه المركبات غير المشبعة رسميًا
تدخل في تفاعلات الاستبدال ، وليس الإضافة ، ومقاومة العوامل المؤكسدة ودرجة الحرارة.
الممثلين النموذجيين للأنظمة العطرية هم arenes ومشتقاتها. تتجلى ملامح التركيب الإلكتروني للهيدروكربونات العطرية بوضوح في النموذج المداري الذري لجزيء البنزين. يتكون هيكل البنزين من ست ذرات كربون مهجنة sp 2. جميع روابط σ (C-C و C-H) تقع في نفس المستوى. توجد ستة p-AOs غير مهجنة عموديًا على مستوى الجزيء ومتوازية مع بعضها البعض (الشكل 2.8 ، أ). كل صيمكن أن تتداخل -AO بالتساوي مع اثنين من المجاورين ص-آو. نتيجة لهذا التداخل ، ينشأ نظام π غير متمركز ، حيث توجد أعلى كثافة إلكترون أعلى وأسفل مستوى الهيكل العظمي ويغطي جميع ذرات الكربون في الدورة (انظر الشكل 2.8 ، ب). يتم توزيع كثافة الإلكترون π بالتساوي في جميع أنحاء النظام الدوري ، والتي يشار إليها بدائرة أو خط منقط داخل الدورة (انظر الشكل 2.8 ، ج). جميع الروابط بين ذرات الكربون في حلقة البنزين لها نفس الطول (0.139 نانومتر) ، وسيط بين أطوال الروابط الفردية والمزدوجة.
بناءً على حسابات ميكانيكا الكم ، تم إثبات أنه من أجل تكوين مثل هذه الجزيئات المستقرة ، يجب أن يحتوي النظام الدوري المستوي على (4n + 2)-إلكترونات ، حيث ن= 1 ، 2 ، 3 ، إلخ (حكم هوكل ، 1931). مع الأخذ في الاعتبار هذه البيانات ، من الممكن تجسيد مفهوم "العطرية".
يكون المركب عطريًا إذا كان يحتوي على حلقة مستوية ومترافقπ - نظام الكتروني يغطي جميع ذرات الدورة واحتوائها(4n+ 2) π إلكترونات.
تنطبق قاعدة Hückel على أي أنظمة مكثفة مستوية لا توجد فيها ذرات مشتركة لأكثر من
أرز. 2.8النموذج المداري الذري لجزيء البنزين (تم حذف ذرات الهيدروجين ، انظر النص للتوضيح)
دورتين. المركبات ذات حلقات البنزين المكثف ، مثل النفثالين وغيرها ، تفي بمعايير العطرية.
استقرار الأنظمة المقترنة. يعد تكوين النظام المترافق والعطري بشكل خاص عملية مواتية بقوة ، نظرًا لأن درجة تداخل المدارات تزداد ويحدث عدم التمركز (التشتت). ص-الإلكترونات. في هذا الصدد ، زادت الأنظمة المترافقة والعطرية من الاستقرار الديناميكي الحراري. أنها تحتوي على كمية أقل من الطاقة الداخلية وفي الحالة الأرضية تحتل مستوى طاقة أقل مقارنة بالأنظمة غير المقترنة. يمكن استخدام الفرق بين هذه المستويات لتحديد الاستقرار الديناميكي الحراري للمركب المترافق ، أي طاقة الاقتران(طاقة إلغاء التمركز). بالنسبة للبوتادين 1.3 ، فهو صغير ويبلغ حوالي 15 كيلوجول / مول. مع زيادة طول السلسلة المترافقة ، تزداد طاقة الاقتران ، وبالتالي الاستقرار الديناميكي الحراري للمركبات. طاقة الاقتران للبنزين أعلى بكثير وتصل إلى 150 كيلوجول / مول.
2.4 التأثيرات الإلكترونية للبدائل 2.4.1. تأثير حثي
تتسبب الرابطة القطبية σ في الجزيء في استقطاب أقرب روابط وتؤدي إلى ظهور شحنات جزئية على الذرات المجاورة *.
تسبب البدائل استقطابًا ليس فقط من تلقاء نفسها ، ولكن أيضًا لسندات المجاورة. يسمى هذا النوع من انتقال تأثير الذرات بالتأثير الحثي (/ -تأثير).
التأثير الاستقرائي - نقل التأثير الإلكتروني للبدائل نتيجة إزاحة إلكترونات الروابط.
نظرًا لقابلية الاستقطاب الضعيفة للرابطة σ ، يتم تخفيف التأثير الاستقرائي بعد ثلاث أو أربع روابط في الدائرة. يكون تأثيره أكثر وضوحًا فيما يتعلق بذرة الكربون المجاورة للذرة التي لها بديل. يتم تقدير اتجاه التأثير الاستقرائي للبديل نوعياً من خلال مقارنته بذرة الهيدروجين ، والتأثير الاستقرائي الذي يؤخذ على أنه صفر. بيانياً ، يتم تصوير نتيجة التأثير / بواسطة سهم يتزامن مع موضع خط التكافؤ ويشير إلى الذرة الأكثر كهرسلبية.
/الخامس\أقوى من ذرة الهيدروجين ، المعروضاتنفيتأثير حثي (- / - تأثير).
مثل هذه البدائل تقلل بشكل عام من كثافة الإلكترون في النظام ، كما يطلق عليها سحب الإلكترون.وتشمل هذه معظم المجموعات الوظيفية: OH ، NH 2 ، COOH ، NO2 والمجموعات الكاتيونية ، مثل -NH 3+.
بديل يغير كثافة الإلكترون مقارنة بذرة الهيدروجينσ - سندات تجاه ذرة الكربون في السلسلة ، المعروضاتإيجابيتأثير حثي (+/- تأثير).
هذه البدائل تزيد من كثافة الإلكترون في السلسلة (أو الحلقة) وتسمى المتبرع بالإلكترون.وتشمل هذه مجموعات الألكيل الموجودة في ذرة الكربون المهجنة sp 2 ، والمراكز الأنيونية في الجسيمات المشحونة ، على سبيل المثال -O -.
2.4.2. تأثير متوسط
في الأنظمة المترافقة ، يتم لعب الدور الرئيسي في نقل التأثير الإلكتروني بواسطة إلكترونات π للروابط التساهمية غير الموضعية. التأثير الذي يتجلى في التحول في كثافة الإلكترون لنظام π غير الموضعي (المترافق) يسمى الميزومري (التأثير M) ، أو تأثير الاقتران.
التأثير الميزومري - نقل التأثير الإلكتروني للبدائل على طول النظام المترافق.
في هذه الحالة ، يكون البديل نفسه عضوًا في النظام المترافق. يمكن أن يدخل في نظام الاقتران إما رابطة π (كاربونيل ، مجموعات كربوكسيل ، إلخ) ، أو زوج غير مشترك من إلكترونات ذرة غير متجانسة (مجموعات أمينية وهيدروكسي) ، أو شاغرة أو مملوءة بإلكترون واحد p-AO .
بديل يزيد من كثافة الإلكترون في نظام مترافقإيجابيالتأثير الوسيط (+ M- تأثير).
يتم عرض التأثير M عن طريق البدائل التي تتضمن ذرات مع زوج وحيد من الإلكترونات (على سبيل المثال ، مجموعة أمينية في جزيء الأنيلين) أو شحنة سالبة صحيحة. هذه البدائل قادرة
لنقل زوج من الإلكترونات إلى نظام مترافق مشترك ، أي أنها كذلك المتبرع بالإلكترون.
بديل يقلل كثافة الإلكترون في نظام مترافقنفيالتأثير الميزومري (-M- تأثير).
التأثير M في النظام المترافق يمتلكه الأكسجين أو ذرات النيتروجين المرتبطة برابطة مزدوجة إلى ذرة كربون ، كما هو موضح في مثال حمض الأكريليك والبنزلدهيد. هذه التجمعات سحب الإلكترون.
يشار إلى إزاحة كثافة الإلكترون بواسطة سهم منحني ، توضح بدايته أي من الإلكترونات p أو يتم إزاحتها ، والنهاية هي الرابطة أو الذرة التي يتم إزاحتها إليها. ينتقل التأثير الميزومري ، على عكس التأثير الاستقرائي ، عبر نظام من الروابط المترافقة على مسافة أكبر بكثير.
عند تقييم تأثير البدائل على توزيع كثافة الإلكترون في الجزيء ، من الضروري مراعاة التأثير الناتج للتأثيرات الاستقرائية والمتوسطة (الجدول 2.2).
الجدول 2.2.التأثيرات الإلكترونية لبعض البدائل
تجعل التأثيرات الإلكترونية للبدائل من الممكن إعطاء تقدير نوعي لتوزيع كثافة الإلكترون في جزيء غير متفاعل والتنبؤ بخصائصه.
في الحالة الأرضية ، تحتوي ذرة الكربون C (1s 2 2s 2 2p 2) على إلكترونين غير متزاوجين ، حيث لا يمكن تكوين سوى زوجين إلكترونين مشتركين. ومع ذلك ، فإن الكربون في معظم مركباته رباعي التكافؤ. هذا يرجع إلى حقيقة أن ذرة الكربون ، التي تمتص كمية صغيرة من الطاقة ، تدخل في حالة مثارة تحتوي على 4 إلكترونات غير مقترنة ، أي قادرة على تشكيل أربعةالروابط التساهمية وتشارك في تكوين أربعة أزواج إلكترونية مشتركة:
6 C 1s 2 2s 2 2p 2 6 C * 1s 2 2s 1 2p 3.
| ↓ | ||||||||||||
| 1 | ↓ | ص | ↓ | ص | ||||||||
| س | س | |||||||||||
يتم تعويض طاقة الإثارة عن طريق تكوين روابط كيميائية ، والتي تحدث مع إطلاق الطاقة.
تمتلك ذرات الكربون القدرة على تكوين ثلاثة أنواع من التهجين لمدارات الإلكترون ( sp 3, sp 2, ص) وتشكيل روابط متعددة (مزدوجة وثلاثية) فيما بينها (الجدول 2.2).
الجدول 2.2
أنواع التهجين وهندسة الجزيئات
السندات البسيطة (المنفردة) تحدث عندما sp 3- التهجين ، حيث تكون جميع المدارات الهجينة الأربعة متكافئة ولها اتجاه مكاني بزاوية 109 ° 29 'لبعضها البعض وموجهة إلى رؤوس رباعي السطوح المنتظم (الشكل 2.8).
أرز. 2.8 تكوين جزيء الميثان CH 4
إذا تداخلت مدارات الكربون الهجينة مع كروية س- المدارات من ذرة الهيدروجين ، ثم يتم تكوين أبسط مركب عضوي الميثان CH 4 - هيدروكربون مشبع.
من الأهمية بمكان دراسة روابط ذرات الكربون مع بعضها ومع ذرات العناصر الأخرى. ضع في اعتبارك بنية جزيئات الإيثان والإيثيلين والأسيتيلين.
الزوايا بين جميع الروابط في جزيء الإيثان تكاد تكون متساوية تمامًا مع بعضها البعض (الشكل 2.9) ولا تختلف عن زوايا C - H في جزيء الميثان.
لذلك ، ذرات الكربون في الحالة sp 3-تهجين.
أرز. 2.9 جزيء الإيثان C 2 H 6
يمكن أن يكون تهجين مدارات الإلكترون لذرات الكربون غير مكتمل ، أي يمكن أن تشمل اثنين sp 2-التهجين) أو واحد ( ص-التهجين) من ثلاثة صمداري. في هذه الحالة ، تتشكل بين ذرات الكربون سندات متعددة (مزدوج أو ثلاثي). تسمى الهيدروكربونات ذات الروابط المتعددة بأنها غير مشبعة أو غير مشبعة. يتم تكوين رابطة مزدوجة (C = C) عندما sp 2-تهجين.
في هذه الحالة ، تحتوي كل ذرة من ذرات الكربون على واحدة من ثلاث ذرات صلا تشارك -orbitals في التهجين ، مما يؤدي إلى تكوين ثلاثة sp 2- المدارات الهجينة الموجودة في نفس المستوى بزاوية 120 درجة لبعضها البعض ، وغير الهجينة 2 ص- المداري عمودي على هذا المستوى. ترتبط ذرتان من الكربون ببعضهما البعض ، وتشكلان رابطة s واحدة بسبب تداخل المدارات الهجينة ورابطة p واحدة بسبب التداخل صمداري.
تفاعل مدارات الكربون الهجينة الحرة مع 1 س-الربيتال من ذرات الهيدروجين يؤدي إلى تكوين جزيء الإيثيلين C 2 H 4 (الشكل 2.10) - أبسط ممثل للهيدروكربونات غير المشبعة.
أرز. 2.10. تكوين جزيء إيثيلين C 2 H 4
يكون تداخل مدارات الإلكترون في حالة الرابطة p أقل وتوجد المناطق ذات الكثافة الإلكترونية المتزايدة بعيدًا عن نوى الذرات ، لذا فإن هذه الرابطة أقل قوة من الرابطة s.
تتكون الرابطة الثلاثية من رابطة واحدة واثنتين من السندات. في هذه الحالة ، تكون مدارات الإلكترون في حالة تهجين sp ، يحدث تكوينها بسبب أحد س- و واحد ص- المدرات (الشكل 2.11).
يقع المداران الهجينان بزاوية 180 درجة بالنسبة لبعضهما البعض ، والمداريان المتبقيان غير الهجينين ص- تقع المدارات في طائرتين متعامدين بشكل متبادل. يحدث تكوين الرابطة الثلاثية في جزيء الأسيتيلين C2H2 (انظر الشكل 2.11).
أرز. 2.11. تكوين جزيء الأسيتيلين C 2 H 2
ينشأ نوع خاص من الروابط أثناء تكوين جزيء بنزين (C 6 H 6) - أبسط ممثل للهيدروكربونات العطرية.
يحتوي البنزين على ست ذرات كربون مرتبطة معًا في دورة (حلقة بنزين) ، بينما تكون كل ذرة كربون في حالة تهجين sp 2 (الشكل 2.12).
أرز. 2.12. sp 2 - مدارات جزيء البنزين C 6 H 6
تقع جميع ذرات الكربون الموجودة في جزيء البنزين في نفس المستوى. كل ذرة كربون في حالة التهجين sp 2 لها مدار p غير مهجن آخر مع إلكترون غير مزدوج ، والذي يشكل رابطة p (الشكل 2.13).
محور مثل هذا ص- يقع المدور عموديًا على مستوى جزيء البنزين.
كل ستة غير هجين صتشكل المدارات-المدارية رابطة p-مدارية جزيئية مشتركة ، ويتم دمج جميع الإلكترونات الستة في مجموعة سداسية إلكترونية.
يقع السطح الحدودي لمثل هذا المدار أعلى وأسفل مستوى الهيكل العظمي الكربوني. نتيجة للتداخل الدائري ، ينشأ نظام p واحد غير محدد ، يغطي جميع ذرات الكربون في الدورة (الشكل 2.13).
يصور البنزين بشكل تخطيطي على أنه شكل مسدس بداخله حلقة ، مما يشير إلى وجود عدم تمركز الإلكترونات والروابط المقابلة.
أرز. 2.13. - روابط في جزيء البنزين C 6 H 6
الرابطة الكيميائية الأيونية
الرابطة الأيونية- رابطة كيميائية تشكلت نتيجة التجاذب الكهروستاتيكي المتبادل للأيونات المشحونة عكسيا ، حيث يتم تحقيق حالة مستقرة عن طريق الانتقال الكامل لكثافة الإلكترون الكلية إلى ذرة عنصر أكثر كهرسلبية.
الرابطة الأيونية البحتة هي الحالة المحددة للرابطة التساهمية.
من الناحية العملية ، لا يتحقق الانتقال الكامل للإلكترونات من ذرة إلى ذرة أخرى من خلال رابطة ، نظرًا لأن كل عنصر لديه EO أكبر أو أقل (ولكن ليس صفرًا) ، وأي رابطة كيميائية ستكون تساهمية إلى حد ما.
تنشأ مثل هذه الرابطة في حالة وجود اختلاف كبير في ER للذرات ، على سبيل المثال ، بين الكاتيونات س- معادن المجموعتين الأولى والثانية من النظام الدوري وأنيونات غير الفلزات من المجموعات VIA و VIIA (LiF ، NaCl ، CsF ، إلخ).
على عكس الرابطة التساهمية ، الرابطة الأيونية ليس لها اتجاه . يفسر ذلك حقيقة أن المجال الكهربائي للأيون له تناظر كروي ، أي يتناقص مع المسافة وفقًا لنفس القانون في أي اتجاه. لذلك ، فإن التفاعل بين الأيونات مستقل عن الاتجاه.
لا يمكن أن يؤدي تفاعل أيونين من الإشارة المعاكسة إلى تعويض متبادل كامل لمجالات قوتهم. لهذا السبب ، يحتفظون بالقدرة على جذب أيونات الإشارة المعاكسة في اتجاهات أخرى. لذلك ، على عكس الرابطة التساهمية ، تتميز الرابطة الأيونية أيضًا بعدم قابلية التشبع .
يتسبب نقص التوجيه وتشبع الرابطة الأيونية في ميل الجزيئات الأيونية إلى الارتباط. تحتوي جميع المركبات الأيونية في الحالة الصلبة على شبكة بلورية أيونية يحيط فيها كل أيون بعدة أيونات من الإشارة المعاكسة. في هذه الحالة ، تكون جميع روابط أيون معين مع الأيونات المجاورة متكافئة.
اتصال معدني
تتميز المعادن بعدد من الخصائص الخاصة: التوصيل الكهربائي والحراري ، اللمعان المعدني المميز ، القابلية للتطويع ، الليونة العالية ، والقوة العالية. يمكن تفسير هذه الخصائص المحددة للمعادن بنوع خاص من الرابطة الكيميائية يسمى معدني .
الرابطة المعدنية هي نتيجة تداخل مدارات غير محددة من الذرات تقترب من بعضها البعض في الشبكة البلورية للمعدن.
تحتوي معظم المعادن على عدد كبير من المدارات الشاغرة وعدد صغير من الإلكترونات على المستوى الإلكتروني الخارجي.
لذلك ، فمن الأفضل من الناحية النشطة ألا تكون الإلكترونات موضعية ، ولكنها تنتمي إلى ذرة المعدن بأكملها. في المواقع الشبكية للمعدن ، توجد أيونات موجبة الشحنة مغمورة في "غاز" إلكتروني موزعة في جميع أنحاء المعدن:
أنا ↔ أنا n + + n.
بين أيونات المعادن موجبة الشحنة (Me n +) والإلكترونات غير الموضعية (n) يوجد تفاعل إلكتروستاتيكي يضمن استقرار المادة. تكون طاقة هذا التفاعل وسيطة بين طاقات البلورات التساهمية والجزيئية. لذلك ، العناصر ذات الروابط المعدنية البحتة ( س-، و ص-العناصر) تتميز بنقاط انصهار وصلابة عالية نسبيًا.
وجود الإلكترونات ، التي يمكنها التحرك بحرية حول حجم البلورة ، وتوفر خصائص محددة للمعدن
رابطة الهيدروجين
رابطة الهيدروجين – نوع خاص من التفاعل بين الجزيئات. ذرات الهيدروجين المرتبطة تساهميًا بذرة عنصر لها قيمة كهرسلبية عالية (الأكثر شيوعًا F و O و N ولكن أيضًا Cl و S و C) تحمل شحنة فعالة عالية نسبيًا. نتيجة لذلك ، يمكن أن تتفاعل ذرات الهيدروجين كهروستاتيكيًا مع ذرات هذه العناصر.
لذلك ، يتم توجيه ذرة H d + لجزيء ماء واحد وبالتالي تتفاعل (كما هو موضح بثلاث نقاط) مع ذرة O d - جزيء ماء آخر:
الروابط المكونة من ذرة H الواقعة بين ذرتين من العناصر الكهربية تسمى الروابط الهيدروجينية:
د- د + د-
أ - ح × × × ب
طاقة الرابطة الهيدروجينية أقل بكثير من طاقة الرابطة التساهمية التقليدية (150-400 كيلوجول / مول) ، ولكن هذه الطاقة كافية للتسبب في تراكم جزيئات المركبات المقابلة في الحالة السائلة ، على سبيل المثال ، في فلوريد الهيدروجين السائل HF (الشكل 2.14). بالنسبة لمركبات الفلور ، فإنها تصل إلى حوالي 40 كيلوجول / مول.
أرز. 2.14. تجمع جزيئات HF بسبب روابط الهيدروجين
طول الرابطة الهيدروجينية أقل أيضًا من طول الرابطة التساهمية. لذلك ، في البوليمر (HF) n ، يكون طول رابطة F - H هو 0.092 نانومتر ، ورابطة F - H هي 0.14 نانومتر. يحتوي الماء على طول رابطة O - H = 0.096 نانومتر ، وطول رابطة O - H = 0.177 نانومتر.
يؤدي تكوين روابط الهيدروجين بين الجزيئات إلى تغيير كبير في خصائص المواد: زيادة اللزوجة وثابت العزل الكهربائي ونقاط الغليان والانصهار.
معلومات مماثلة.
معظم المركبات العضوية لها بنية جزيئية. تشكل الذرات في المواد ذات النوع الجزيئي دائمًا روابط تساهمية فقط مع بعضها البعض ، وهو ما يُلاحظ أيضًا في حالة المركبات العضوية. تذكر أن الرابطة التساهمية هي نوع من الروابط بين الذرات ، والتي تتحقق بسبب حقيقة أن الذرات تتواصل مع جزء من إلكتروناتها الخارجية من أجل الحصول على التكوين الإلكتروني للغاز النبيل.
وفقًا لعدد أزواج الإلكترونات الاجتماعية ، يمكن تقسيم الروابط التساهمية في المواد العضوية إلى أحادية وثنائية وثلاثية. تتم الإشارة إلى هذه الأنواع من الاتصالات في الصيغة الرسومية ، على التوالي ، بخط واحد أو سطرين أو ثلاثة:
يؤدي تعدد الرابطة إلى انخفاض في طولها ، لذلك يبلغ طول رابطة C-C الفردية 0.154 نانومتر ، ورابطة C = C المزدوجة - 0.134 نانومتر ، ورابطة C≡C ثلاثية - 0.120 نانومتر.
أنواع الروابط حسب طريقة تداخل المدارات
كما هو معروف ، يمكن أن يكون للمدارات أشكال مختلفة ، على سبيل المثال ، المدارات s كروية الشكل ، وعلى شكل p دمبل. لهذا السبب ، يمكن أن تختلف الروابط أيضًا في طريقة تداخل مدارات الإلكترون:
ϭ-bonds - تتشكل عندما تتداخل المدارات بطريقة تتقاطع معها منطقة التداخل بواسطة خط يربط النوى. أمثلة على السندات ϭ:
روابط π - تتشكل عندما تتداخل المدارات ، في منطقتين - فوق وتحت الخط الذي يربط نوى الذرات. أمثلة على السندات:
كيف تعرف وجود روابط بيتا وبيتا في الجزيء؟
مع نوع الرابطة التساهمية ، هناك دائمًا رابطة ϭ بين أي ذرتين ، ولها رابطة π فقط في حالة الروابط المتعددة (المزدوجة ، الثلاثية). حيث:
- السندات الفردية - السندات دائمًا
- تتكون الرابطة المزدوجة دائمًا من رابطة واحدة ϭ- وواحدة
- تتكون الرابطة الثلاثية دائمًا من روابط واحدة واثنتين.
دعونا نشير إلى هذه الأنواع من الروابط في جزيء حمض البروبينويك:
تهجين مدارات ذرة الكربون
التهجين المداري هو عملية يتم فيها خلط المدارات التي لها في الأصل أشكال وطاقات مختلفة ، مكونة في المقابل نفس العدد من المدارات الهجينة ، متساوية في الشكل والطاقة.
على سبيل المثال ، عند خلط واحد س-وثلاثة ص-يتم تشكيل أربع مدارات sp 3- المدارات الهجينة:
في حالة ذرات الكربون ، دائمًا ما يشارك التهجين س-المداري ، والرقم ص- المدرات التي يمكن أن تشارك في التهجين تختلف من واحد إلى ثلاثة ص-المدارات.
كيف تحدد نوع تهجين ذرة الكربون في جزيء عضوي؟
اعتمادًا على عدد الذرات الأخرى التي ترتبط بها ذرة الكربون ، فهي إما في الحالة sp 3، أو في الولاية sp 2، أو في الولاية س-تهجين:
دعنا نتدرب على تحديد نوع تهجين ذرات الكربون باستخدام مثال الجزيء العضوي التالي:
ترتبط ذرة الكربون الأولى بذرتين أخريين (1H و 1 C) ، لذلك فهي في الحالة ص-تهجين.
- ذرة الكربون الثانية مرتبطة بذرتين - ص-تهجين
- ذرة الكربون الثالثة مرتبطة بأربع ذرات أخرى (اثنان C واثنان H) - sp 3-تهجين
- ذرة الكربون الرابعة مرتبطة بثلاث ذرات أخرى (2O و 1C) - sp 2-تهجين.
أصولي. المجموعة الوظيفية
غالبًا ما يعني مصطلح "جذري" الجذر الهيدروكربوني ، وهو الجزء المتبقي من جزيء أي هيدروكربون بدون ذرة هيدروجين واحدة.
يتكون اسم الجذر الهيدروكربوني بناءً على اسم الهيدروكربون المقابل عن طريق استبدال اللاحقة –en لاحقة –Silt .
المجموعة الوظيفية - جزء هيكلي من جزيء عضوي (مجموعة معينة من الذرات) ، وهو المسؤول عن خصائصه الكيميائية المحددة.
اعتمادًا على المجموعات الوظيفية في جزيء المادة هي الأقدم ، يتم تخصيص المركب لفئة أو أخرى.
R هو تعيين بديل الهيدروكربون (جذري).
يمكن أن تحتوي الجذور على روابط متعددة ، والتي يمكن اعتبارها أيضًا مجموعات وظيفية ، حيث تساهم الروابط المتعددة في الخواص الكيميائية للمادة.
إذا كان الجزيء العضوي يحتوي على مجموعتين وظيفيتين أو أكثر ، فإن هذه المركبات تسمى متعددة الوظائف.
مجموعة متنوعة من المواد العضوية وغير العضوية
الكيمياء العضوية هي الكيمياء مركبات الكربون. تشتمل مركبات الكربون غير العضوية على: أكاسيد الكربون ، وحمض الكربونيك ، والكربونات ، والبيكربونات ، والكربيدات. مواد عضوية غير الكربون تحتوي على الهيدروجين والأكسجين والنيتروجين والفوسفور والكبريت وعناصر أخرى. يمكن أن تشكل ذرات الكربون سلاسل طويلة غير متفرعة ومتفرعة ، وحلقات ، وإرفاق عناصر أخرى ، وبالتالي اقترب عدد المركبات العضوية من 20 مليونًا ، في حين أن هناك ما يزيد قليلاً عن 100 ألف مادة غير عضوية.
أساس تطوير الكيمياء العضوية هو نظرية بنية المركبات العضوية بواسطة A.M. Butlerov. ينتمي دور مهم في وصف بنية المركبات العضوية إلى مفهوم التكافؤ ، الذي يميز قدرة الذرات على تكوين روابط كيميائية ويحدد عددها. الكربون في المركبات العضوية دائما رباعي التكافؤ. الافتراض الرئيسي لنظرية A.M. Butlerov هو الموقف من التركيب الكيميائي للمادة ، أي الرابطة الكيميائية. يتم عرض هذا الطلب باستخدام الصيغ الهيكلية. تنص نظرية بتليروف على فكرة أن كل مادة لها بعض التركيب الكيميائيو خصائص المواد تعتمد على الهيكل.
نظرية التركيب الكيميائي للمركبات العضوية A. M. Butlerova
تمامًا كما هو الحال بالنسبة للكيمياء غير العضوية ، فإن أساس التطور هو القانون الدوري والنظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I Mendeleev ، بالنسبة للكيمياء العضوية ، فقد أصبح أساسيًا.
نظرية التركيب الكيميائي للمركبات العضوية A. M. Butlerova الافتراض الرئيسي لنظرية بتليروف هو الموقف من التركيب الكيميائي للمادة ، والذي يُفهم على أنه الترتيب ، تسلسل الاندماج المتبادل للذرات في الجزيئات ، أي. رابطة كيميائية.
التركيب الكيميائي- ترتيب اتصال ذرات العناصر الكيميائية في الجزيء حسب تكافؤهم.
يمكن عرض هذا الترتيب باستخدام الصيغ الهيكلية ، حيث يُشار إلى تكافؤ الذرات بشرطة: شرطة واحدة تقابل وحدة التكافؤ لذرة عنصر كيميائي. على سبيل المثال ، بالنسبة للمادة العضوية الميثان ، التي لها الصيغة الجزيئية CH 4 ، تبدو الصيغة الهيكلية كما يلي:
الأحكام الرئيسية لنظرية A.M. Butlerov:
ترتبط الذرات الموجودة في جزيئات المواد العضوية ببعضها البعض حسب تكافؤهم. دائمًا ما يكون الكربون في المركبات العضوية رباعي التكافؤ ، ويمكن لذراته أن تتحد مع بعضها البعض ، وتشكل سلاسل مختلفة.
لا يتم تحديد خصائص المواد فقط من خلال تركيبها النوعي والكمي ، ولكن أيضًا بترتيب اتصال الذرات في الجزيء ، أي التركيب الكيميائي للمادة.
لا تعتمد خصائص المركبات العضوية على تكوين المادة وترتيب ارتباط الذرات في جزيءها فحسب ، بل تعتمد أيضًا على التأثير المتبادل للذراتومجموعات الذرات لبعضها البعض.
نظرية تركيب المركبات العضوية عقيدة ديناميكية ومتطورة. مع تطور المعرفة حول طبيعة الرابطة الكيميائية ، حول تأثير التركيب الإلكتروني لجزيئات المواد العضوية ، بدأوا في استخدام الصيغ الإلكترونية ، بالإضافة إلى الصيغ التجريبية والهيكلية. توضح هذه الصيغ الاتجاه تحولات أزواج الإلكترون في الجزيء.
أكدت كيمياء الكم وكيمياء بنية المركبات العضوية نظرية الاتجاه المكاني للروابط الكيميائية (التماثل المتماثل والعابر) ، ودراسة خصائص الطاقة للتحولات المتبادلة في الأيزومرات ، وجعلت من الممكن الحكم على التأثير المتبادل للذرات في خلقت جزيئات المواد المختلفة المتطلبات الأساسية للتنبؤ بأنواع التماكب واتجاهات وآليات التفاعلات الكيميائية.
المواد العضوية لها عدد من الميزات.
تشتمل تركيبة جميع المواد العضوية على الكربون والهيدروجين ، وبالتالي ، عند حرقها ، تتشكل ثاني أكسيد الكربون والماء.
·المواد العضوية مجمع مبنيويمكن أن يكون لها وزن جزيئي ضخم (بروتينات ، دهون ، كربوهيدرات).
يمكن ترتيب المواد العضوية في صفوف متشابهة في التركيب والهيكل والخصائص المتجانسات.
بالنسبة للمواد العضوية ، فهي مميزة ايزومرية.
الايزومرية والتماثل للمواد العضوية
لا تعتمد خصائص المواد العضوية على تكوينها فحسب ، بل تعتمد أيضًا على ترتيب اتصال الذرات في الجزيء.
ايزومرية- هذه هي ظاهرة وجود مواد مختلفة - أيزومرات لها نفس التركيب النوعي والكمي ، أي لها نفس الصيغة الجزيئية.
هناك نوعان من التماثل: الهيكلية والمكانية(الأيزومرية الفراغية). تختلف الأيزومرات الهيكلية عن بعضها البعض في ترتيب ارتباط الذرات في الجزيء ؛ الأيزومرات الفراغية - ترتيب الذرات في الفضاء بنفس ترتيب الروابط بينها.
الأنواع الرئيسية للتشابه:
التماثل الهيكلي - تختلف المواد في ترتيب ارتباط الذرات في الجزيئات:
1) تماثل الهيكل العظمي الكربوني ؛
2) موقف isomerism:
- سندات متعددة
- النواب.
- المجموعات الوظيفية؛
3) تماثل متماثل (interlass).
· التماكب المكاني - تختلف جزيئات المواد ليس في ترتيب اتصال الذرات ، ولكن في موقعها في الفضاء: cis- ، trans-isomerism (هندسي).
تصنيف المواد العضوية
من المعروف أن خصائص المواد العضوية تحددها تركيبتها وتركيبها الكيميائي. لذلك ، ليس من المستغرب أن يعتمد تصنيف المركبات العضوية على نظرية التركيب - نظرية أ. إم بتليروف. يصنف المواد العضوية من خلال وجود وترتيب ارتباط الذرات في جزيئاتها. الجزء الأكثر ديمومة والأقل تغيرًا في جزيء المادة العضوية هو الجزء الخاص به هيكل عظمي - سلسلة من ذرات الكربون. اعتمادًا على ترتيب توصيل ذرات الكربون في هذه السلسلة ، يتم تقسيم المواد إلى لا دوري، لا تحتوي على سلاسل مغلقة من ذرات الكربون في الجزيئات ، و كربوهيدراتيتحتوي على مثل هذه السلاسل (الدورات) في الجزيئات.
بالإضافة إلى ذرات الكربون والهيدروجين ، قد تحتوي جزيئات المواد العضوية على ذرات عناصر كيميائية أخرى. تُصنف المواد في الجزيئات التي تُدرج فيها هذه الذرات غير المتجانسة في سلسلة مغلقة على أنها مركبات حلقية غير متجانسة.
الذرات غير المتجانسة(الأكسجين ، النيتروجين ، إلخ) يمكن أن يكون جزءًا من الجزيئات والمركبات غير الحلقية ، وتشكيل مجموعات وظيفية فيها ، على سبيل المثال ،
هيدروكسيل
كاربونيل
,
الكربوكسيل
,
مجموعة امينو
.
المجموعة الوظيفية- مجموعة الذرات التي تحدد الخصائص الكيميائية الأكثر تميزًا لمادة ما وانتمائها إلى فئة معينة من المركبات.
تسمية المركبات العضوية
في بداية تطور الكيمياء العضوية ، تم تعيين المركبات المكتشفة أسماء تافهة، غالبًا ما يرتبط بتاريخ إنتاجها: حمض الأسيتيك (وهو أساس خل النبيذ) ، وحمض الزبد (المتكون في الزبدة) ، والجليكول (أي "الحلو") ، وما إلى ذلك. ومع زيادة عدد المواد المكتشفة الجديدة ، نشأت الحاجة إلى أسماء منتسبة مع هيكلها. هكذا ظهرت الأسماء المنطقية: ميثيل أمين ، ثنائي إيثيل أمين ، كحول إيثيل ، ميثيل إيثيل كيتون ، والتي تستند إلى اسم أبسط مركب. بالنسبة للمركبات الأكثر تعقيدًا ، فإن التسمية المنطقية غير مناسبة.
قدمت نظرية هيكل A.M. Butlerov الأساس لتصنيف وتسمية المركبات العضوية وفقًا للعناصر الهيكلية وترتيب ذرات الكربون في الجزيء. حاليًا ، الأكثر استخدامًا هي التسمية التي طورها الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC)، وهو ما يسمى التسمية IUPAC. توصي قواعد IUPAC بعدة مبادئ لتشكيل الأسماء ، أحدها هو مبدأ الاستبدال. بناءً على ذلك ، تم تطوير تسمية بديلة ، وهي الأكثر عالمية. فيما يلي بعض القواعد الأساسية لتسميات الاستبدال والنظر في تطبيقها باستخدام مثال مركب غير متجانس يحتوي على مجموعتين وظيفيتين - ليسين الأحماض الأمينية:
1. يعتمد اسم المركبات على التركيب الأم (السلسلة الرئيسية لجزيء لا حلقى ، نظام كربو حلقى أو نظام حلقى غير متجانس). اسم بنية الأجداد هو أساس الاسم ، جذر الكلمة.
في هذه الحالة ، يكون الهيكل الأصلي عبارة عن سلسلة من خمس ذرات كربون مرتبطة ببعضها البعض بواسطة روابط مفردة. وبالتالي ، فإن الجزء الجذر من الاسم هو البنتان.
2. يُشار إلى المجموعات المميزة والبدائل (العناصر الهيكلية) بالبادئات واللواحق. يتم تقسيم المجموعات المميزة وفقًا للأقدمية. ترتيب أسبقية المجموعات الرئيسية:
يتم تحديد المجموعة المميزة العليا ، والتي تم تحديدها في اللاحقة. تتم تسمية جميع البدائل الأخرى في البادئة بترتيب أبجدي.
في هذه الحالة ، المجموعة المميزة الرئيسية هي الكربوكسيل ، أي ينتمي هذا المركب إلى فئة الأحماض الكربوكسيلية ، لذلك نضيف حمض -oic إلى الجزء الجذر من الاسم. ثاني أكبر مجموعة هي المجموعة الأمينية ، والتي يُرمز إليها بالبادئة amino-. بالإضافة إلى ذلك ، يحتوي الجزيء على ميثيل بديل الهيدروكربون. وبالتالي ، فإن أساس الاسم هو حمض أمينوميثيل بنتانويك.
3. يتضمن الاسم تسمية الرابطة المزدوجة والثلاثية ، والتي تأتي مباشرة بعد الجذر.
لا يحتوي المركب قيد النظر على روابط متعددة.
4. يتم ترقيم ذرات الهيكل الأصلي. يبدأ الترقيم من نهاية سلسلة الكربون ، وهي أقرب إلى أعلى مجموعة مميزة:
يبدأ ترقيم السلسلة من ذرة الكربون التي تعد جزءًا من مجموعة الكربوكسيل ، ويخصص لها الرقم 1. في هذه الحالة ، ستكون المجموعة الأمينية عند الكربون 2 والميثيل عند الكربون 4.
وبالتالي ، فإن ليسين الأحماض الأمينية الطبيعية ، وفقًا لقواعد تسمية IUPAC ، يسمى 2-amino-4-methylpentanoic acid.
الهيدروكربونات. تصنيف الهيدروكربون
الهيدروكربوناتهي مركبات تتكون فقط من ذرات الهيدروجين والكربون.
اعتمادًا على هيكل سلسلة الكربون ، يتم تقسيم المركبات العضوية إلى مركبات ذات سلسلة مفتوحة - لا دوري(أليفاتية) و دوري- بسلسلة ذرات مغلقة.
تنقسم الدورات إلى مجموعتين: المركبات الكربوهيدراتية الحلقية(تتشكل الدورات فقط بواسطة ذرات الكربون) و حلقية غير متجانسة(تشمل الدورات أيضًا ذرات أخرى ، مثل الأكسجين والنيتروجين والكبريت).
تشتمل المركبات الكربونية الحلقية بدورها على سلسلتين من المركبات: أليكسليكو عطري.
المركبات العطرية في أساس بنية الجزيئات لها دورات تحتوي على الكربون المستوي مع نظام مغلق خاص من الإلكترونات P.، وتشكيل نظام π مشترك (سحابة إلكترون واحدة). تعتبر العطرية أيضًا من سمات العديد من المركبات الحلقية غير المتجانسة.
تنتمي جميع المركبات الكربونية الحلقية الأخرى إلى سلسلة الأليكليكات.
يمكن أن تحتوي كل من الهيدروكربونات الحلقية (الأليفاتية) والحلقة على روابط متعددة (مزدوجة أو ثلاثية). تسمى هذه الهيدروكربونات غير محدود(غير مشبع) ، على عكس الحد (مشبع) ، يحتوي على روابط مفردة فقط.
يسمى الحد من الهيدروكربونات الأليفاتية الألكانات، لديهم الصيغة العامة C n H 2n + 2 ، حيث n هو عدد ذرات الكربون. غالبًا ما يستخدم الاسم القديم اليوم - البارافينات:
تسمى الهيدروكربونات الأليفاتية غير المشبعة التي تحتوي على رابطة مزدوجة واحدة الألكينات. لديهم الصيغة العامة C n H 2n:
تسمى الهيدروكربونات الأليفاتية غير المشبعة ذات الروابط المزدوجة الكاديين. صيغتهم العامة هي C n H 2n-2:
تسمى الهيدروكربونات الأليفاتية غير المشبعة مع رابطة ثلاثية واحدة الألكاينات. صيغتهم العامة هي C n H 2n - 2:
الحد من الهيدروكربونات الأليفية الحلقية - ألكانات حلقيّة، صيغتها العامة C n H 2n:
مجموعة خاصة من المحروقات العطرية او أرينيس(مع نظام n-electron المشترك المغلق) ، المعروف من مثال الهيدروكربونات بالصيغة العامة C n H 2n - 6:
وهكذا ، إذا تم استبدال ذرة أو أكثر من ذرات الهيدروجين في جزيئاتها بذرات أخرى أو مجموعات من الذرات (الهالوجينات ، مجموعات الهيدروكسيل ، المجموعات الأمينية ، إلخ) ، يتم تكوين مشتقات الهيدروكربون: مشتقات الهالوجين ، المحتوية على الأكسجين ، المحتوية على النيتروجين وغيرها مركبات العضوية.
سلسلة متماثلة من الهيدروكربونات
تشكل الهيدروكربونات ومشتقاتها التي لها نفس المجموعة الوظيفية سلسلة متجانسة.
سلسلة متشابهةيتم استدعاء عدد من المركبات التي تنتمي إلى نفس الفئة (متجانسات) ، مرتبة بترتيب تصاعدي لأوزانها الجزيئية النسبية ، المتشابهة في التركيب والخصائص الكيميائية ، حيث يختلف كل عضو عن سابقه من خلال الاختلاف المتماثل CH 2. على سبيل المثال: CH 4 - الميثان ، C 2 H 6 - إيثان ، C 3 H 8 - البروبان ، C 4 H 10 - البيوتان ، إلخ. إن تشابه الخصائص الكيميائية للمتماثلات يبسط إلى حد كبير دراسة المركبات العضوية.
ايزومرات الهيدروكربونات
تسمى تلك الذرات أو مجموعات الذرات التي تحدد الخصائص الأكثر تميزًا لفئة معينة من المواد المجموعات الوظيفية.
يمكن اعتبار مشتقات الهالوجين للهيدروكربونات كمنتجات للاستبدال في الهيدروكربونات لواحدة أو أكثر من ذرات الهيدروجين بواسطة ذرات الهالوجين. وفقًا لهذا ، يمكن أن يكون هناك حد وغير محدود أحادي ، ثنائي ، ثلاثي (في الحالة العامة ، بولي) مشتقات الهالوجين.
الصيغة العامة لمشتقات الهالوجين الأحادي للهيدروكربونات المشبعة:
ويتم التعبير عن التكوين بواسطة الصيغة
حيث R هو المتبقي من الهيدروكربون المشبع (الألكان) ، الجذر الهيدروكربوني (يستخدم هذا التعيين بشكل أكبر عند النظر في فئات أخرى من المواد العضوية) ، Г عبارة عن ذرة هالوجين (F ، Cl ، Br ، I).
على سبيل المثال:
هنا مثال على مشتق ديهالوجين:
ل المواد العضوية المؤكسجةتشمل الكحولات والفينولات والألدهيدات والكيتونات والأحماض الكربوكسيلية والإيثرات والإسترات. الكحولات عبارة عن مشتقات من الهيدروكربونات يتم فيها استبدال ذرة هيدروجين واحدة أو أكثر بمجموعات الهيدروكسيل.
تسمى الكحوليات أحادي الهيدرات إذا كانت تحتوي على مجموعة هيدروكسيل واحدة ، وتقتصر على ما إذا كانت من مشتقات الألكانات.
الصيغة العامة للحد الكحولات أحادية الماء:
ويتم التعبير عن تكوينها بالصيغة العامة:
على سبيل المثال:
أمثلة معروفة كحول متعدد الهيدروكسيل، أي وجود عدة مجموعات هيدروكسيل:
الفينولات- مشتقات الهيدروكربونات العطرية (سلسلة البنزين) ، حيث يتم استبدال واحدة أو أكثر من ذرات الهيدروجين في حلقة البنزين بمجموعات الهيدروكسيل.
أبسط ممثل بالصيغة C 6 H 5 OH أو
يسمى الفينول.
الألدهيدات والكيتونات- مشتقات الهيدروكربونات المحتوية على مجموعة ذرات الكربونيل
(كاربونيل).
في الجزيئات الألدهيداتيذهب أحد روابط الكربونيل إلى الارتباط مع ذرة الهيدروجين ، والآخر - بجذر الهيدروكربون. الصيغة العامة للألدهيدات:
على سبيل المثال:
متى الكيتوناتمجموعة الكاربونيل مرتبطة بجذرين (مختلفين عمومًا) ، الصيغة العامة للكيتونات هي:
على سبيل المثال:
يتم التعبير عن تكوين الألدهيدات والكيتونات المحددة بواسطة الصيغة C 2n H 2n O.
الأحماض الكربوكسيلية- مشتقات الهيدروكربونات المحتوية على مجموعات الكربوكسيل
(أو -COOH).
إذا كانت هناك مجموعة كربوكسيل واحدة في جزيء الحمض ، فإن حمض الكربوكسيل يكون أحادي القاعدة. الصيغة العامة للأحماض أحادية القاعدة المشبعة:
يتم التعبير عن تكوينها بواسطة الصيغة C n H 2n O 2.
على سبيل المثال:
الاثيراتهي مواد عضوية تحتوي على جزأين هيدروكربونيين متصلين بواسطة ذرة أكسجين: R-O-R أو R 1 -O-R 2.
قد تكون الجذور متشابهة أو مختلفة. يتم التعبير عن تكوين الإيثرات بالصيغة C n H 2n + 2 O.
على سبيل المثال:
استرات- المركبات التي تشكلت عن طريق استبدال ذرة الهيدروجين من مجموعة الكربوكسيل في الأحماض الكربوكسيلية بجذر هيدروكربوني.
الصيغة العامة للإسترات:
على سبيل المثال:
مركبات النيترو- مشتقات الهيدروكربونات حيث يتم استبدال ذرة هيدروجين واحدة أو أكثر بمجموعة نيترو- NO 2.
الصيغة العامة للحد من مركبات mononitro:
ويتم التعبير عن التركيبة بالصيغة العامة C n H 2n + 1 NO 2.
على سبيل المثال:
مشتقات أرين نيترو:
الأمينات- المركبات التي تعتبر من مشتقات الأمونيا (NH3) ، حيث يتم استبدال ذرات الهيدروجين بجذور الهيدروكربون. اعتمادًا على طبيعة الجذر ، يمكن أن تكون الأمينات أليفاتية ، على سبيل المثال:
وعطرية مثل:
اعتمادًا على عدد ذرات الهيدروجين التي تم استبدالها بالجذور ، هناك:
الأمينات الأوليةبالصيغة العامة:
ثانوي- بالصيغة العامة:
بعد الثانوي- بالصيغة العامة:
في حالة معينة ، قد يكون للأمينات الثانوية والثالثية نفس الجذور.
يمكن أيضًا اعتبار الأمينات الأولية كمشتقات للهيدروكربونات (الألكانات) ، حيث يتم استبدال ذرة هيدروجين بمجموعة أمينية -NH 2. يتم التعبير عن تكوين الأمينات الأولية المحددة بواسطة الصيغة C n H 2n + 3 N.
على سبيل المثال:
تحتوي الأحماض الأمينية على مجموعتين وظيفيتين متصلتين بجذر هيدروكربوني: المجموعة الأمينية- NH 2 و carboxyl -COOH.
الصيغة العامة للأحماض الأمينية ألفا (وهي الأكثر أهمية لبناء البروتينات التي تتكون منها الكائنات الحية):
يتم التعبير عن تكوين الأحماض الأمينية المحددة التي تحتوي على مجموعة أمينية واحدة وكربوكسيل واحد بواسطة الصيغة C n H 2n + 1 NO 2.
على سبيل المثال:
من المعروف أن المركبات العضوية الهامة الأخرى لها عدة مجموعات وظيفية مختلفة أو متطابقة ، سلاسل خطية طويلة مرتبطة بحلقات البنزين. في مثل هذه الحالات ، من المستحيل وضع تعريف صارم لما إذا كانت مادة ما تنتمي إلى فئة معينة. غالبًا ما يتم عزل هذه المركبات في مجموعات محددة من المواد: الكربوهيدرات ، والبروتينات ، والأحماض النووية ، والمضادات الحيوية ، والقلويدات ، إلخ.
يوجد حاليًا أيضًا العديد من المركبات التي يمكن تصنيفها على أنها عضوية وغير عضوية. x تسمى مركبات العناصر العضوية. يمكن اعتبار بعضها كمشتقات للهيدروكربونات.
على سبيل المثال:
هناك مركبات لها نفس الصيغة الجزيئية التي تعبر عن تكوين المواد.
تتمثل ظاهرة التماثل في حقيقة أنه يمكن أن يكون هناك العديد من المواد ذات الخصائص المختلفة التي لها نفس تكوين الجزيئات ، ولكن لها هياكل مختلفة. هذه المواد تسمى أيزومرات.
في حالتنا ، هذه هي الأيزومرات بين الفئات: الألكانات الحلقيّة والألكانات ، والألكاديين والألكينات ، والكحولات أحادية الهيدروجين المشبعة والإيثرات ، والألدهيدات والكيتونات ، والأحماض الكربوكسيلية أحادية القاعدة المشبعة والإسترات.
التماثل الهيكلي
هناك الأصناف التالية التماثل البنيوي: تماكب الهيكل العظمي الكربوني ، تماكب الموضع ، تماثل فئات مختلفة من المركبات العضوية (تماكب بين الطبقات).
يرجع تماثل الهيكل الكربوني إلى ترتيب الرابطة المختلفة بين ذرات الكربونالتي تشكل الهيكل العظمي للجزيء. كما هو موضح سابقًا ، تتوافق الصيغة الجزيئية C 4 H 10 مع اثنين من الهيدروكربونات: n- بيوتان و isobutane. بالنسبة للهيدروكربون C 5 H 12 ، من الممكن وجود ثلاثة أيزومرات: البنتان والأيزوبنتان والنيوبنتان.
مع زيادة عدد ذرات الكربون في الجزيء ، يزداد عدد الأيزومرات بسرعة. بالنسبة للهيدروكربون C 10 H 22 يوجد بالفعل 75 منهم وللهيدروكربون C 20 H 44 - 366319.
يرجع تماثل الموضع إلى الوضع المختلف للرابطة المتعددة ، والمجموعة البديلة ، والوظيفية التي لها نفس الهيكل الكربوني للجزيء:
ترجع تماثل فئات مختلفة من المركبات العضوية (التزاوج بين الطبقات) إلى اختلاف موضع وتركيب الذرات في جزيئات المواد التي لها نفس الصيغة الجزيئية ، ولكنها تنتمي إلى فئات مختلفة. لذا ، فإن الصيغة الجزيئية C 6 H 12 تتوافق مع الهيدروكربون غير المشبع hexene-1 والهكسان الحلقي الهيدروكربوني.
الأيزومرات عبارة عن هيدروكربون متعلق بالألكينات - بوتين -1 وهيدروكربون مع رابطتين مزدوجتين في سلسلة بوتادين 1.3:
ثنائي إيثيل الأثير وكحول البوتيل لهما نفس الصيغة الجزيئية C 4 H 10 O:
الأيزومرات الهيكلية هي حمض أميني خليك ونترويثان ، المقابلة للصيغة الجزيئية C 2 H 5 NO 2:
تحتوي الايزومرات من هذا النوع على مجموعات وظيفية مختلفة وتنتمي إلى فئات مختلفة من المواد. لذلك ، فهي تختلف في الخصائص الفيزيائية والكيميائية أكثر بكثير من أيزومرات الهيكل العظمي الكربوني أو أيزومرات الموضع.
التماثل المكاني
التماثل المكانيينقسم إلى نوعين: هندسي وبصري.
التماثل الهندسي هو سمة من سمات المركبات ، تحتوي على روابط مزدوجة ومركبات حلقية. نظرًا لأن الدوران الحر للذرات حول رابطة مزدوجة أو في دورة أمر مستحيل ، يمكن أن توجد البدائل إما على جانب واحد من مستوى الرابطة المزدوجة أو الدورة (موضع رابطة الدول المستقلة) ، أو على الجانبين المعاكسين (التبديل). تشير التسميات cis- و trans- عادة إلى زوج من البدائل المتطابقة.
نظائر هندسية تختلف في الخصائص الفيزيائية والكيميائية.
يحدث التماثل البصري إذا كان الجزيء غير متوافق مع صورته في المرآة. هذا ممكن عندما تحتوي ذرة الكربون في الجزيء على أربعة بدائل مختلفة. هذه الذرة تسمى غير متناظرة. مثال على هذا الجزيء هو جزيء α-aminopropionic (α-alanine) CH 3 CH (NH 2) OH.
لا يمكن أن يتطابق جزيء ألفا ألانين مع صورته المرآة تحت أي حركة. تسمى هذه الأيزومرات المكانية المرآة ، أو الأضداد البصرية ، أو المتشابهة. جميع الخصائص الفيزيائية والكيميائية تقريبًا لهذه الأيزومرات متطابقة.
تعتبر دراسة التماثل البصري ضرورية عند النظر في العديد من التفاعلات التي تحدث في الجسم. معظم هذه التفاعلات تحت تأثير الإنزيمات - المحفزات البيولوجية. يجب أن تقترب جزيئات هذه المواد من جزيئات المركبات التي تعمل عليها كمفتاح للقفل ، وبالتالي فإن التركيب المكاني والموقع النسبي للمناطق الجزيئية والعوامل المكانية الأخرى لها أهمية كبيرة في مسار هذه التفاعلات . تسمى ردود الفعل هذه انتقائية الفراغ.
معظم المركبات الطبيعية عبارة عن متغيرات فردية ، ويختلف تأثيرها البيولوجي (من الذوق والرائحة إلى الإجراء الطبي) اختلافًا حادًا عن خصائص مضادات الترميز الضوئية التي تم الحصول عليها في المختبر. هذا الاختلاف في النشاط البيولوجي له أهمية كبيرة ، لأنه يكمن وراء الخاصية الأكثر أهمية لجميع الكائنات الحية - التمثيل الغذائي.
ايزومرية التركيب الإلكتروني لذرة الكربون
يُظهر الكربون ، وهو جزء من المركبات العضوية ، تكافؤًا ثابتًا. يحتوي آخر مستوى طاقة لذرة الكربون 4 إلكترونات، اثنان منها يشغلان مدار 2s ، الذي له شكل كروي ، ويشغل إلكترونان في المدارات 2p ، والتي لها شكل الدمبل. عند الإثارة ، يمكن لإلكترون واحد من المدار 2s الانتقال إلى أحد المدارات 2p الشاغرة. يتطلب هذا التحول بعض تكاليف الطاقة (403 كيلوجول / مول). نتيجة لذلك ، تحتوي ذرة الكربون المثارة على 4 إلكترونات غير مقترنة ويتم التعبير عن تكوينها الإلكتروني بالصيغة 2s 1 2p 3 .. وهكذا ، في حالة هيدروكربون الميثان (CH 4) ، تشكل ذرة الكربون 4 روابط مع s - إلكترونات ذرات الهيدروجين. في هذه الحالة ، رابطة واحدة من النوع ss (بين الإلكترون s لذرة الكربون والإلكترون s لذرة الهيدروجين) وروابط 3 ps (بين 3 إلكترونات من ذرة الكربون و 3 إلكترونات ثانية من ذرة الكربون 3 ذرات هيدروجين) يجب أن تكون قد تكونت. يؤدي هذا إلى استنتاج مفاده أن الروابط التساهمية الأربعة المكونة من ذرة الكربون ليست متكافئة. ومع ذلك ، تشير الخبرة العملية للكيمياء إلى أن جميع الروابط الأربعة في جزيء الميثان متكافئة تمامًا ، وأن جزيء الميثان له بنية رباعية السطوح بزوايا تكافؤ 109.5 0 ، وهو ما لا يمكن أن يكون هو الحال إذا لم تكن الروابط متكافئة. بعد كل شيء ، يتم توجيه مدارات الإلكترونات p فقط في الفضاء على طول المحاور العمودية المتبادلة x ، y ، z ، ومدار الإلكترون s له شكل كروي ، وبالتالي فإن اتجاه تكوين الرابطة مع هذا الإلكترون سيكون اعتباطيا. كانت نظرية التهجين قادرة على تفسير هذا التناقض. اقترح L. Polling أنه في أي جزيئات لا توجد روابط معزولة عن بعضها البعض. عندما تتشكل الروابط ، تتداخل مدارات جميع إلكترونات التكافؤ. هناك عدة أنواع معروفة تهجين مدارات الإلكترون. من المفترض أنه في جزيء الميثان والألكانات الأخرى ، تدخل 4 إلكترونات في التهجين.
تهجين مدارات ذرة الكربون
تهجين المدارات- هذا تغيير في شكل وطاقة بعض الإلكترونات أثناء تكوين الرابطة التساهمية ، مما يؤدي إلى تداخل أكثر كفاءة للمدارات وزيادة قوة الروابط. يحدث التهجين المداري دائمًا عندما تشارك الإلكترونات التي تنتمي إلى أنواع مختلفة من المدارات في تكوين الروابط.
1. ص 3 -تهجين(حالة التكافؤ الأولى للكربون). مع تهجين sp 3 ، تتفاعل 3 مدارات p ومدارات s واحدة من ذرة كربون مثارة بطريقة يتم الحصول على المدارات المتطابقة تمامًا في الطاقة والموجودة بشكل متماثل في الفضاء. يمكن كتابة هذا التحول على النحو التالي:
أثناء التهجين ، لا يتغير العدد الإجمالي للمدارات ، ولكن تتغير طاقتها وشكلها فقط. يتضح أن تهجين المدارات sp 3 يشبه الشكل الثامن ثلاثي الأبعاد ، إحدى شفراته أكبر بكثير من الأخرى. تمتد أربعة مدارات هجينة من المركز إلى رؤوس رباعي السطوح المنتظم بزاوية 109.5 0. الروابط المكونة من الإلكترونات الهجينة (على سبيل المثال ، الرابطة s-sp 3) أقوى من الروابط التي تتكون من الإلكترونات غير المهجنة (على سبيل المثال ، الرابطة s-p). لأن المدار الهجين sp 3 يوفر مساحة أكبر من التداخل المداري للإلكترون من المدار p غير المهجن. الجزيئات التي يتم فيها التهجين sp 3 لها هيكل رباعي السطوح. بالإضافة إلى الميثان ، تشمل هذه متجانسات الميثان والجزيئات غير العضوية مثل الأمونيا. تظهر الأشكال مداريًا مهجنًا وجزيء ميثان رباعي السطوح.
الروابط الكيميائية التي تنشأ في الميثان بين ذرات الكربون والهيدروجين هي من نوع روابط σ (sp 3 -s-bond). بشكل عام ، تتميز أي رابطة سيجما بحقيقة أن كثافة الإلكترون لذرتين مترابطتين تتداخل على طول الخط الذي يربط بين مراكز (نوى) الذرات. تتوافق الروابط σ مع أقصى درجة ممكنة من التداخل بين المدارات الذرية ، لذا فهي قوية بدرجة كافية.
2. ص 2 -تهجين(حالة التكافؤ الثانية للكربون). يحدث نتيجة التداخل بين مداري 2s واثنين من مداري 2p. تقع المدارات الناتجة sp 2-hybrid في نفس المستوى بزاوية 120 0 لبعضها البعض ، ويكون المدار p غير المهجن عموديًا عليها. العدد الإجمالي للمدارات لا يتغير - هناك أربعة منهم.
تحدث حالة التهجين sp 2 في جزيئات الألكين ، في مجموعات الكربونيل والكربوكسيل ، أي في المركبات التي تحتوي على رابطة مزدوجة. لذلك ، في جزيء الإيثيلين ، تشكل الإلكترونات المهجنة لذرة الكربون روابط 3 σ (رابطان من النوع sp 2-s بين ذرة الكربون وذرات الهيدروجين ورابطة من النوع sp 2 -sp 2 بين ذرات الكربون). يشكل الإلكترون p غير المهجن المتبقي لذرة كربون واحدة رابطة π مع الإلكترون p غير المهجن لذرة الكربون الثانية. السمة المميزة للرابطة هي أن تداخل مدارات الإلكترون يتجاوز الخط الذي يربط بين الذرتين. يذهب التداخل المداري أعلى وأسفل الرابطة التي تربط ذرات الكربون. وبالتالي ، فإن الرابطة المزدوجة هي مزيج من روابط σ و. يوضح الشكلان الأولان أنه في جزيء الإيثيلين ، تكون زوايا الرابطة بين الذرات التي تشكل جزيء الإيثيلين 120 0 (على التوالي ، اتجاهات ثلاثة مدارات هجينة sp 2 في الفضاء). توضح الأرقام تكوين رابطة π.
نظرًا لأن مساحة تداخل المدارات p غير المهجنة في روابط π أقل من مساحة تداخل المدارات في روابط ، فإن الرابطة π أقل قوة من الرابطة σ ويمكن كسرها بسهولة أكبر تفاعلات كيميائية.
3. س التهجين(حالة التكافؤ الثالثة للكربون). في حالة sp-hybridization ، تحتوي ذرة الكربون على مداريين هجينين sp يقعان خطيًا بزاوية 180 0 لبعضهما البعض ومداري p غير مهجنين يقعان في مستويين متعامدين بشكل متبادل. س التهجين هو سمة من سمات الألكينات والنتريل. للمركبات التي تحتوي على رابطة ثلاثية.
لذلك ، في جزيء الأسيتيلين ، تكون زوايا الرابطة بين الذرات 180 درجة. تشكل الإلكترونات المهجنة لذرة الكربون روابط 2 σ (رابطة sp-s بين ذرة الكربون وذرة الهيدروجين ورابطة أخرى من النوع sp-sp بين ذرات الكربون. يشكل إلكترونان p غير مهجنان لذرة كربون واحدة اثنين π- روابط مع إلكترونات p غير مهجنة من الثانية لا يتداخل التداخل بين مدارات p-electron فوق وتحت الرابطة σ فحسب ، بل أيضًا في الأمام والخلف ، ويكون للسحابة الإلكترونية p-electron شكل أسطواني. عبارة عن مزيج من رابطة واحدة σ واثنين من روابط. ويضمن وجود روابط اثنين π أقل قوة في جزيء الأسيتيلين قدرة هذه المادة على الدخول في تفاعلات إضافية مع كسر الرابطة الثلاثية.
المواد المرجعية لاجتياز الاختبار:
طاولة منديليف
جدول الذوبان
