Будова атома елемента вуглець. Електронна будова оксидів вуглецю

С – 1s 2 2s 2 2p 2 або 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0

У графічному вигляді:

Атом вуглецю в збудженому стані має таку електронну формулу:

*С – 1s 2 2s 1 2p 3 або 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1

У вигляді осередків:

Форма s-і p - орбіталей

Атомна орбіталь- Область простору, де з найбільшою ймовірністю можна виявити електрон, з квантовими числами.

Вона є тривимірною електронною «контурною картою», в якій хвильова функція визначає відносну ймовірність знаходження електрона в цій точці орбіталі.

Відносні розміри атомних орбіталей збільшуються зі зростанням їх енергій ( головне квантове число- n), які форма і орієнтація у просторі визначається – квантовими числами l і m. Електрони на орбіталях характеризуються спіновим квантовим числом. На кожній орбіталі можуть бути не більше 2 електронів з протилежними спинами.

При утворенні зв'язків з іншими атомами атом вуглецю перетворює свою електронну оболонку так, щоб утворилися найбільш міцні зв'язки, а отже, виділилося якнайбільше енергії, і система набула найбільшої стійкості.

Для зміни електронної оболонки атома потрібна енергія, яка потім компенсується за рахунок утворення міцніших зв'язків.

Перетворення електронної оболонки (гібридизація) можливо, переважно, 3 типів, залежно від кількості атомів, із якими атом вуглецю утворює зв'язку.

Види гібридизації:

sp 3 - Гібридизація (валентний стан)– атом утворює зв'язки із 4 сусідніми атомами (тетраедрична гібридизація):

Електронна формула sp 3 – гібридного атома вуглецю:

*С –1s 2 2(sp 3) 4 у вигляді осередків

Валентний кут між гібридними орбіталями ~109 °.

Стереохімічна формула атома вуглецю:

sp 2 - Гібридизація (валентний стан)– атом утворює зв'язки із 3 сусідніми атомами (тригональна гібридизація):

Електронна формула sp 2 – гібридного атома вуглецю:

*С –1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 у вигляді осередків

Валентний кут між гібридними орбіталями ~120 °.

Стереохімічна формула sp 2 – гібридного атома вуглецю:

sp – Гібридизація (валентний стан) - атом утворює зв'язки з 2 сусідніми атомами (лінійна гібридизація):

Електронна формула sp – гібридного атома вуглецю:

*С –1s 2 2(sp) 2 2p 2 у вигляді осередків

Валентний кут між гібридними орбіталями ~180 °.

Стереохімічна формула:

У всіх видах гібридизації бере участь s-орбіталь, т.к. вона має мінімум енергії.

Перебудова електронної хмари дозволяє утворювати максимально міцні зв'язки та мінімальну взаємодію атомів у молекулі, що утворюється. При цьому гібридні орбіталі можуть бути не ідентичні, а валентні кути – різні, наприклад, СН 2 Cl 2 і СCl 4

2. Класифікація та номенклатура органічних сполук. Види ізомерії в органічних молекулах.

Класифікація ізомерів

Структурна (різний порядок з'єднання атомів)

Стереоізомерія (різне розташування атомів у просторі)

Ланцюги 1. Положення кратного зв'язку

2. Положення функціональної групи

3. Конфігураційні

4. Конформаційні

2.Структурна ізомерія.

Структурні ізомери – це ізомери, що мають однаковий якісний та кількісний склад, але відрізняються хімічною будовою.

Структурна ізомерія обумовлює різноманітність органічних сполук, зокрема алканів. Зі збільшенням числа атомів вуглецю в молекулахалканів швидко зростає кількість структурних ізомерів. Так, для гексану (З 6 Н 14) воно дорівнює 5, для нонану (З 9 Н 20) - 35.

Атоми вуглецю різняться за місцем становища ланцюга. Атом вуглецю, що стоїть на початку ланцюга, пов'язаний з одним атомом вуглецю і називається первинним.Атом вуглецю, пов'язаний із двома атомами вуглецю – вторинним, з трьома – третинним, з чотирма – четвертинним. У молекулах алканів з нерозгалуженим ланцюгом містяться тільки первинні та вторинні атоми вуглецю, а в молекулах алканів з розгалуженим ланцюгом і третинні та четвертинні.

Види структурної ізомерії.

• Ізомерія вуглецевого ланцюга:
• Ізомерія положення кратного зв'язку

Ізомерія положення функціональної групи

Метаміри– сполуки, що належать до одного класу сполук, але мають різні радикали:

Н 3 С – Про – С 3 Н 7 – метилпропіловий ефір,

Н 5 З 2 – Про – З 2 Н 5 – діетиловий ефір

• Міжкласова ізомерія.При тому самому якісному і кількісному складі молекул, будова речовин різне.

Н 2 С = СН - СН = СН 2 бутадієн -1,3 НС = С - СН 2 - СН 3 - бутин-1

Структурна ізомерія обумовлює і різноманітність вуглеводневих радикалів. Ізомерія радикалів починається з пропану, для якого можливі два радикали. Якщо атом водню відібрати від первинного атома вуглецю, то вийде радикал пропил (н-пропіл). Якщо атом водню відібрати від вторинного атома вуглецю, то вийде радикал ізопропіл

Просторова ізомерія (стереоізомерія)

Це існування ізомерів, що мають однаковий склад і порядок з'єднання атомів, але відрізняються характером розташування атомів або груп атомів у просторі один одного.

Цей вид ізомерії описали Л. Пастер (1848), Я. Вант-Гофф, Ле Бель (1874).

У реальних умовах сама молекула та її окремі частини (атоми, групи атомів) перебувають у стані коливально – обертального руху, і цей рух сильно змінює взаємне розташування атомів у молекулі. У цей час відбувається розтягнення хімічних зв'язків та зміна валентних кутів, і таким чином виникають різні конфігурації та конформації молекул.

Тому просторові ізомери поділяються на два види: конформаційні та конфігураційні.

Зміни – це порядок розташування атомів у просторі без урахування відмінностей, що виникають у результаті обертання навколо одинарних зв'язків.Ці ізомери існують у вигляді різних конформацій.

Конформації – дуже нестійкі динамічні форми однієї й тієї молекули, які у резцльтате обертання атомів чи груп атомів навколо одинарних зв'язків, у результаті атоми займають різне просторове становище. Кожна конформація молекули характеризується певною конфігурацією.

-зв'язок допускає обертання навколо неї, тому одна молекула може мати безліч конформацій. З багатьох конформацій до уваги беруть лише шість, т.к. за мінімальний кут повороту вважають кут рівний 60 о, який називається торсіонним кутом.

Розрізняють: заслонену та загальмовану конформацію.

Заслонена конформаціявиникає в тому випадку, якщо однакові заступники розташовані на мінімальній відстані один від одного і між ними виникають сили взаємного відштовхування, і молекула повинна мати великий запас енергії, щоб зберегти цю конформацію. Ця конформація енергетично невигідна.

Загальмована конформація –виникає в тому випадку, якщо однакові заступники максимально віддалені один від одного і молекула має мінімальний запас енергії. Ця конформація енергетично вигідна.

П ервое з'єднання, якому відомо існування конформаційних ізомерів, є етан. Його будова у просторі зображується перспективною формулою чи формулою Ньюмена:

З 2 Н 6

заслінена загальмована

конформація конформація

Проекційні формули Ньюмена.

Найближчий до нас атом вуглецю позначають точкою у центрі кола, коло зображує віддалений атом вуглецю. Три зв'язку кожного атома зображують у вигляді ліній, що розходяться з центру кола – для ближнього атома вуглецю та малі – для віддаленого атома вуглецю.

У довгих вуглецевих ланцюгах обертання можливе навколо кількох С - З зв'язків. Тому весь ланцюг може набувати різноманітних геометричних форм. За рентгенографічними даними довгі ланцюги насичених вуглеводнів мають зигзагоподібну та клешнеподібну конформацію. Наприклад: пальмітинова (З 15 Н 31 СООН) та стеаринова (З 17 Н 35 СООН) кислоти в зигзагоподібних конформаціях входять до складу ліпідів клітинних мембран, а молекули моносахаридів у розчині приймають клешнеподібну конформацію.

Конформації циклічних сполук

Для циклічних сполук характерна кутова напруга, пов'язана з наявністю замкнутого циклу.

Якщо вважати цикли плоскими, то для багатьох із них валентні кути значно відхилятимуться від нормального. Напругу, викликану відхиленням валентних кутів між атомами вуглецю в циклі від нормального значення, називають кутовимабо байєрівським.

Наприклад, в циклогексані атоми вуглецю знаходяться в sp 3 - гібридному стані і відповідно валентний кут повинен дорівнювати 109 про 28 / . Якби атоми вуглецю лежали в одній площині, то плоскому циклі внутрішні валентні кути дорівнювали б 120 про, проте атоми водню перебували в заслоненной конформації. Але циклогексан не може бути плоским через наявність сильних кутових і торсійних напруг. У нього виникають менш напружені непогані конформації за рахунок часткового повороту навколо ϭ-зв'язків, серед яких стійкішими є конформації крісла і ванни.

Найбільш енергетично вигідною є конформація крісла, тому що в ній відсутні заслонені положення атомів водню та вуглецю. Розташування атомів Н у всіх атомів С таке саме, як у загальмованій конформації етану. У цій конформації всі атоми водню відкриті та доступні для реакцій.

Конформація ванни менш енергетично вигідна, так як у 2-х пар атомів С (С-2 і С-3), (С-5 і С-6), що лежать в основі, атоми Н знаходяться в заслоненій конформації, тому ця конформація має великим запасом енергії та нестійка.

З 6 Н 12 циклогексан

Форма "крісла" більш енергетично вигідна, ніж "ванна".

1. Оптична ізомерія.

Наприкінці XIX століття було виявлено, що багато органічних сполук здатні обертати площину поляризованого променя вліво та вправо. Т. е. світловий промінь, що падає на молекулу вступає у взаємодію з її електронними оболонками, при цьому відбувається поляризація електронів, що призводить до зміни напрямку коливань в електричному полі. Якщо речовина обертає площину коливань за годинниковою стрілкою, її називають правообертальним(+), якщо проти годинникової стрілки – лівообертальним(-). Ці речовини було названо оптичними ізомерами. Оптично активні ізомери містять асиметричний атом вуглецю (хіральний) – це атом, що містить чотири різних замісники. Другою важливою умовою є відсутність усіх видів симетрії (осі, площини). До них відносяться багато окси- та амінокислоти.

Дослідження показали, що такі сполуки відрізняються порядком розташування замісників у атомів вуглецю sp 3 - гібридизації.

П найростішою сполукою є молочна кислота (2-гідроксипропанова)

Стереоізомери, молекули яких відносяться між собою як предмет та несумісне з ним дзеркальне відображення або як ліва та права рука називаються енантіомерами(оптичні ізомери, дзеркальні ізомери, антиподи, а явище називається енантіомерією.Усі хімічні та фізичні властивості енантіомерів однакові, крім двох: обертання площини поляризованого світла (у приладі поляриметра) та біологічна активність.

Абсолютну конфігурацію молекул визначають складними фізико-хімічними методами.

Відносну конфігурацію оптично активних сполук визначають шляхом порівняння зі стандартом гліцеринового альдегіду. Оптично активні речовини, що мають конфігурацію правообертаючого або лівообертаючого гліцеринового альдегіду (М. Розанов, 1906), називаються речовинами D-і L-ряду. Рівна суміш право- і лівообертальних ізомерів однієї сполуки називається рацематом і оптично неактивна.

Дослідження показали, що знак обертання світла не можна пов'язувати з приналежністю речей до D- і L-рядів, його визначають лише експериментально в приладах - поляриметрах. Наприклад, L-молочна к-та має кут обертання +3,8 про, D-молочна к-та - -3,8 про.

Енантіомери зображують за допомогою формул Фішера.

1. Вуглецевий ланцюг зображується вертикальною лінією.
2. Угорі ставиться старша функціональна група, внизу молодша.
3. Ассиметричний атом вуглецю зображується горизонтальною лінією, кінцях якої стоять заступники.
4. Кількість ізомерів визначаються за формулою 2 n n - число асиметричних атомів вуглецю.

L-ряд D-ряд

Серед енантіомерів можуть бути симетричні молекули, що не мають оптичної активності, і називаються мезоізомерами.

Наприклад: Винна до-та

Рацемат – виноградна к-та

Оптичні ізомери, що не є дзеркальними ізомерами, відрізняються конфігурацією декількох, але не всіх асиметричних атомів С, що володіють різними фізичними та хімічними св-вами, зв-ся s- ді-а-стереоізомерами.

p-Діастереоміри (геометричні ізомери) – це стереоміри, що мають у молекулі p-зв'язок. Вони зустрічаються у алкенів, ненасичених вищих карбонових до-т, ненасичених дикарбонових до-т. Наприклад:

Ціс-бутен-2 Транс-бутен-2

Біологічна активність органічних речей пов'язана з їх будовою. Наприклад:

Цис-бутендіова до-та, Транс-бутендіова до-та,

малеїнова к-та - фумарова к-та - не отруйна,

дуже отруйна міститься в організмі

Усі природні ненасичені вищі карбонові к-ти є цис-ізомерами.

Поняття про сполучені системи. Концепція ароматичності органічних молекул. Правило Хюкеля. Ароматичність бензоїдних (бензол та нафталін) та гетероциклічних (фуран, тіофен, пірол, піразол, імідазол, піридин, піримідин, пурин) сполук.

Органічна хімія – хімія атома вуглецю. Число органічних сполук у десятки разів більше, ніж неорганічних, що може бути пояснено тільки особливостями атома вуглецю :

а) він знаходиться в середині шкали електронегативності і другого періоду, тому йому невигідно віддавати свої та приймати чужі електрони та набувати позитивного чи негативного заряду;

б) особлива будова електронної оболонки - немає електронних пар і вільних орбіталей (є ще один атом з подібною будовою - водень, ймовірно, тому вуглець з воднем утворює так багато сполук - вуглеводнів).

Електронна будова атома вуглецю

С – 1s 2 2s 2 2p 2 або 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0

У графічному вигляді:

Атом вуглецю в збудженому стані має таку електронну формулу:

*С – 1s 2 2s 1 2p 3 або 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1

У вигляді осередків:

Форма s-і p - орбіталей

Атомна орбіталь - Область простору, де з найбільшою ймовірністю можна виявити електрон, з квантовими числами.

Вона є тривимірною електронною «контурною картою», в якій хвильова функція визначає відносну ймовірність знаходження електрона в цій точці орбіталі.

Відносні розміри атомних орбіталей збільшуються зі зростанням їх енергій ( головне квантове число- n), які форма і орієнтація у просторі визначається – квантовими числами l і m. Електрони на орбіталях характеризуються спіновим квантовим числом. На кожній орбіталі можуть бути не більше 2 електронів з протилежними спинами.

При утворенні зв'язків з іншими атомами атом вуглецю перетворює свою електронну оболонку так, щоб утворилися найбільш міцні зв'язки, а отже, виділилося якнайбільше енергії, і система набула найбільшої стійкості.

Для зміни електронної оболонки атома потрібна енергія, яка потім компенсується за рахунок утворення міцніших зв'язків.

Перетворення електронної оболонки (гібридизація) можливо, переважно, 3 типів, залежно від кількості атомів, із якими атом вуглецю утворює зв'язку.

Види гібридизації:

sp 3 – атом утворює зв'язки із 4 сусідніми атомами (тетраедрична гібридизація):

Електронна формула sp 3 – гібридного атома вуглецю:

*С –1s 2 2(sp 3) 4 у вигляді осередків

Валентний кут між гібридними орбіталями ~109 °.

Стереохімічна формула атома вуглецю:

sp 2 - Гібридизація (валентний стан)– атом утворює зв'язки із 3 сусідніми атомами (тригональна гібридизація):

Електронна формула sp 2 – гібридного атома вуглецю:

*С –1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 у вигляді осередків

Валентний кут між гібридними орбіталями ~120 °.

Стереохімічна формула sp 2 – гібридного атома вуглецю:

sp- Гібридизація (валентний стан) - атом утворює зв'язки з 2 сусідніми атомами (лінійна гібридизація):

Електронна формула sp – гібридного атома вуглецю:

*С –1s 2 2(sp) 2 2p 2 у вигляді осередків

Валентний кут між гібридними орбіталями ~180 °.

Стереохімічна формула:

У всіх видах гібридизації бере участь s-орбіталь, т.к. вона має мінімум енергії.

Перебудова електронної хмари дозволяє утворювати максимально міцні зв'язки та мінімальну взаємодію атомів у молекулі, що утворюється. При цьому гібридні орбіталі можуть бути не ідентичні, а валентні кути – різні, наприклад, СН 2 Cl 2 і СCl 4

2. Ковалентні зв'язки у сполуках вуглецю

Ковалентні зв'язки, якості, методи та причини освіти – шкільна програма.

Нагадаю, щойно:

1. Освіта зв'язку між атомами можна як результат перекриття їх атомних орбіталей, у своїй, що його ефективніше (більше інтеграл перекриття), тим міцніше зв'язок.

Згідно з розрахунковими даними, відносні ефективності перекриття атомних орбіталей S отн зростають наступним чином:

Отже, використання гібридних орбіталей, наприклад sp 3 -орбіталей вуглецю в утворенні зв'язків з чотирма атомами водню, призводить до виникнення більш міцних зв'язків.

2. Ковалентні зв'язки в сполуках вуглецю утворюються двома способами:

а)Якщо дві атомні орбіталі перекриваються вздовж їхніх головних осей, то зв'язок, що утворюється - σ-зв'язком.

Геометрія.Так, при утворенні зв'язків з атомами водню в метані чотири гібридні sр 3 ~орбіталі атома вуглецю перекриваються з s-орбіталями чотирьох атомів водню, утворюючи чотири ідентичні міцні σ-зв'язки, що розташовуються під кутом 109°28" один до одного (стандартний тетраедричний кут) Подібна строго симетрична тетраедрична структура виникає також, наприклад, при утворенні ССl 4, якщо ж атоми, що утворюють зв'язки з вуглецем, неоднакові, наприклад, у разі СН 2 С1 2 просторова структура буде дещо відрізнятися від повністю симетричної, хоча по суті вона залишається тетраедричною .

Довжина σ-зв'язкуміж атомами вуглецю залежить від гібридизації атомів та зменшується при переході від sр 3 – гібридизації до sр. Це тим, що s – орбіталь перебуває ближчі один до ядру, ніж р-орбиталь, тому, що більше її частка у гібридної орбіталі, то вона коротше, отже, коротше і утворюється зв'язок

Б) Якщо дві атомні p -орбіталі, розташовані паралельно один одному, здійснюють бічне перекриття над і під площиною, де розташовані атоми, то зв'язок, що утворюється - π (пі) -зв'язком

Бокове перекриванняатомних орбіталей менш ефективно, ніж перекриття вздовж головної осі, тому π -зв'язки менш міцні, ніж σ -зв'язку. Це проявляється, зокрема, у тому, що енергія подвійного вуглець-вуглецевого зв'язку перевищує енергію одинарного зв'язку менш ніж у два рази. Так, енергія зв'язку С-С в етані дорівнює 347 кДж/моль, тоді як енергія зв'язку С = С в етені становить лише 598 кДж/моль, а не ~ 700 кДж/моль.

Ступінь бокового перекривання двох атомних 2р-орбіталей , а отже, і міцність π -зв'язку максимальна, якщо два атоми вуглецю і чотири пов'язані з ними атоми розташовані строго в одній площині, тобто якщо вони копланарні оскільки тільки в цьому випадку атомні 2р-орбіталі точно паралельні одна одній і тому здатні до максимального перекривання. Будь-яке відхилення від копланарного стану внаслідок повороту навколо σ -зв'язку, що з'єднує два атоми вуглецю, призведе до зменшення ступеня перекривання і відповідно до зниження міцності π -зв'язку, який, таким чином, сприяє збереженню площинності молекули

обертаннянавколо подвійний вуглець-вуглецевий зв'язок неможливо.

Розподіл π -електронів над та під площиною молекули означає існування області негативного зарядуготової до взаємодії з будь-якими електронодефіцитними реагентами

Атоми кисню, азоту та ін також мають різні валентні стани (гібридизації), при цьому їх електронні пари можуть знаходитися як на гібридних, так і p-орбіталях.

Будова атома вуглецю.

Особливості атома вуглецю пояснюються його будовою:

1) він має чотири валентні електрони;

2) атоми вуглецю утворюють коїться з іншими атомами, і навіть друг з одним загальні електронні пари. При цьому на зовнішньому рівні кожного атома вуглецю буде вісім електронів (октет), чотири з яких одночасно належать іншим атомам.

В органічній хімії зазвичай користуються структурними формулами, оскільки атоми мають просторове розташування молекулі.

Структурні формули – це мова органічної хімії.

Структурна формула− зображення хімічних зв'язків між атомами в молекулі з урахуванням їхньої валентності.

У структурних формулах ковалентний зв'язок позначається рисочкою. Як і структурних формулах неорганічних речовин, кожна рисочка означає загальну електронну пару, що зв'язує атоми в молекулі. Використовуються також емпіричніі електронніформули

Ковалентний зв'язок(атомний зв'язок, гомеополярний зв'язок) − хімічний зв'язок хімічний зв'язок, утворений перекриттям (узагальненням) паривалентних валентних електронних хмар електронних хмар. Електронні хмари (електрони), що забезпечують зв'язок, називаються загальної електронноїпарою. Характерні властивості ковалентного зв'язку − спрямованість, насичуваність, полярність, поляризацію − визначають хімічні та фізичні властивості сполук.

Спрямованість зв'язкуобумовлена ​​молекулярною будовою речовини та геометричної форми їх молекули. Кути між двома зв'язками називають валентними.

Насичуваність- здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків. Кількість зв'язків , що утворюються атомом, обмежено числом його зовнішніх атомних орбіталей.

Полярність зв'язкуобумовлена ​​нерівномірним розподілом електронної густини внаслідок відмінностей в електронегативності атомів. За цією ознакою ковалентні зв'язки поділяються на неполярні та полярні.

Поляризованість зв'язкувиявляється у зміщенні електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, в тому числі й іншої частинки, що реагує. Поляризуемість визначається рухливістю електронів. Полярність і поляризованість ковалентних зв'язків визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.

Сигма (σ)-, пі (π)-зв'язку − наближений опис видів ковалентних зв'язків у молекулах різних сполук, σ-зв'язок характеризується тим, що щільність електронної хмари максимальна вздовж осі, що з'єднує ядра атомів.

При утворенні π-зв'язку здійснюється так зване бічне перекриття електронних хмар, і щільність електронної хмари максимальна над і під площиною зв'язку.

Наприклад візьмемо етиленетилен, ацетиленацетилен і бензолбензол.

У молекулі етилену С 2 Н 4 є подвійний зв'язок СН 2 = СН 2 його електронна формула: Н:С::С:Н.

Ядра всіх атомів етилену розташовані в одній площині. Три електронні хмари кожного атома вуглецю утворюють три ковалентні зв'язки з іншими атомами в одній площині (з кутами між ними приблизно 120 °). Хмара четвертого валентного електрона атома вуглецю знаходиться над і під площиною молекули. Такі електронні хмари обох атомів вуглецю, частково перекриваючись вище і нижче за площину молекули, утворюють другий зв'язок між атомами вуглецю. Першу, міцнішу ковалентну зв'язок між атомами вуглецю називають σ-зв'язком; другий, менш міцний ковалентний зв'язок називають π-зв'язком.

У лінійній молекулі ацетилену

Н−С≡С−Н (Н: С::: С: Н)

є σ-зв'язки між атомами вуглецю і водню, одна σ-зв'язок між двома атомами вуглецю і два π-зв'язку між цими ж атомами вуглецю. Два π-зв'язку розташовані над сферою дії σ-зв'язку у двох взаємно перпендикулярних площинах.

Всі шість атомів вуглецю циклічної молекули бензолу 6 H 6 лежать в одній площині. Між атомами вуглецю в площині кільця діють зв'язку; такі ж зв'язки є у кожного атома вуглецю з атомами водню. На здійснення цих зв'язків атоми вуглецю витрачають по три електрони. Хмари четвертих валентних електронів атомів вуглецю, що мають форму вісімок, розташовані перпендикулярно площині молекули бензолу. Кожна така хмара перекривається однаково з електронними хмарами сусідніх атомів вуглецю. У молекулі бензолу утворюються не три окремі π-зв'язки, а єдина π-електронна система із шести електронів, загальна для всіх атомів вуглецю. Зв'язки між атомами вуглецю у молекулі бензолу абсолютно однакові.

Модель атома вуглецю

Валентні електрони атома вуглецю розташовуються на одній 2s-орбіталі та двох 2р-орбіталях. 2р-орбіталі розташовані під кутом 90° один до одного, а 2s-орбіталь має сферичну симетрію. Таким чином, розташування атомних орбіталей вуглецю у просторі не пояснює виникнення в органічних сполуках валентних кутів 109,5°, 120° та 180°.

Щоб вирішити це протиріччя, було введено поняття гібридизації атомних орбіталейДля розуміння природи трьох варіантів розташування зв'язків атома вуглецю знадобилися ставлення до трьох типах гібридизації.

Виникненням концепції гібридизації ми завдячуємо Лайнусу Полінгу, що багато зробив для розвитку теорії хімічного зв'язку.

Концепція гібридизації пояснює, як атом вуглецю видозмінює свої орбіталі під час утворення сполук. Нижче ми розглядатимемо цей процес трансформації орбіталей постадійно. У цьому треба пам'ятати, що розчленування процесу гібридизації на стадії чи етапи є, насправді, лише уявний прийом, що дозволяє більш логічно і доступно викласти концепцію. Проте висновки про просторову орієнтацію зв'язків вуглецевого атома, яких ми зрештою прийдемо, повністю відповідають реальному стану справ.

Електронна конфігурація атома вуглецю в основному та збудженому стані

На малюнку зліва показана електронна конфігурація атома вуглецю. Нас цікавить лише доля валентних електронів. В результаті першого кроку, який називають збудженнямабо промотуванням, один із двох 2s-електронів переміщається на вільну 2р-орбіталь. На другому етапі відбувається власне процес гібридизації, який дещо умовно можна уявити як змішання однієї s- і трьох р-орбіталей і утворення з них чотирьох нових однакових орбіталей, кожна з яких на одну чверть зберігає властивості s-орбіталі і на три чверті - властивості р-орбіталей. Ці нові орбіталі отримали назву sp 3 -гібридних. Тут надрядковий індекс 3 позначає не кількість електронів, що займають орбіталі, а кількість р-орбіталей, що взяли участь у гібридизації. Гібридні орбіталі спрямовані до вершин тетраедра, у центрі якого знаходиться атом вуглецю. На кожній sp 3 -гібридної орбіталі знаходиться по одному електрону. Ці електрони і беруть участь на третьому етапі освіти зв'язків з чотирма атомами водню, утворюючи валентні кути 109,5°.

sp3 - гібридизація. Молекули метану.

Утворення плоских молекул із валентними кутами 120° показано на малюнку нижче. Тут, як і у випадку sp 3 -гібридизації, перший крок – збудження. На другому етапі в гібридизації беруть участь одна 2s-і дві 2р - орбіталі, утворюючи три sр 2-гібриднихорбіталі, розташованих в одній площині під кутом 120 ° один до одного.

Освіта трьох sр2-гібридних орбіталей

Одна p-рорбіталь залишається негібридизованою і розташовується перпендикулярно площині sр 2 -гібридних орбіталей. Потім (третій крок) дві sр 2 -гібридні орбіталі двох вуглецевих атомів поєднують електрони, утворюючи ковалентний зв'язок. Такий зв'язок, що утворюється в результаті перекриття двох атомних орбіталей вздовж лінії, що з'єднує ядра атома, називається σ-зв'язком.

Освіта сигма - і пі-зв'язків у молекулі етилену

Четвертий етап – утворення другого зв'язку між двома вуглецевими атомами. Зв'язок утворюється в результаті перекриття звернених один до одного країв негібридизованих 2р-орбіталей і називається π-зв'язком. Нова молекулярна орбіталь є сукупністю двох зайнятих електронами π-зв'язку областей - над і під σ-зв'язком. Обидва зв'язки (σ і π) разом становлять подвійний зв'язокміж атомами вуглецю І нарешті, останній, п'ятий крок - утворення зв'язків між атомами вуглецю і водню за допомогою електронів чотирьох sr 2 -гібридних орбіталей, що залишилися.

Подвійний зв'язок у молекулі етилену

Третій, останній тип гібридизації, показаний на прикладі найпростішої молекули, що містить потрійний зв'язок - молекули ацетилену. Перший крок – збудження атома, такий самий, як раніше. На другому етапі відбувається гібридизація однієї 2s-і однієї 2р-орбіталей з утворенням двох sр-гібриднихорбіталей, що розташовуються під кутом 180 °. І залишаються не зміненими дві 2р-орбіталі, необхідні для утворення двох π-зв'язків.

Освіта двох sр-гібридних орбіталей

Наступний крок - утворення σ-зв'язку між двома sр-гібридизованими вуглецевими атомами, потім утворюються два π-зв'язку. Один σ-зв'язок і два π-зв'язку між двома атомами вуглецю разом становлять потрійний зв'язок. І нарешті утворюються зв'язки з двома атомами водню. Молекула ацетилену має лінійну будову, всі чотири атоми лежать на одній прямій.

Ми показали, як три основні в органічній хімії типу геометрії молекул виникають у результаті різних трансформацій атомних орбіталей вуглецю.

Можна запропонувати два способи визначення типу гібридизації різних атомів у молекулі.

Спосіб 1. Найбільш загальний спосіб, придатний будь-яких молекул. Заснований залежно від валентного кута від гібридизації:

а) валентні кути 109,5°, 107° та 105° свідчать про sр 3 -гібридизації;

б) валентний кут близько 120°-sр2-гібридизація;

в) валентний кут 180 °-sp-гібридизація.

Спосіб 2. Придатний більшість органічних молекул. Оскільки тип зв'язку (простий, подвійний, потрійний) пов'язаний з геометрією, можна за характером зв'язків даного атома визначити тип його гібридизації:

а) всі зв'язки прості - sр 3-гібридизація;

б) один подвійний зв'язок - sр 2 -гібридизація;

в) один потрійний зв'язок - sp-гібридизація.

Гібридизація - це уявна операція перетворення звичайних (енергетично найбільш вигідних) атомних орбіталей на нові орбіталі, геометрія яких відповідає експериментально визначеної геометрії молекул.

Електронна будова атома вуглецю в основному стані має вигляд 1s 2 2s 2 2р 2 , тобто на s-орбіталі 1-го енергетичного рівня знаходяться два електрони, на s-орбіталі та р-орбіталях 2-го енергетичного рівня знаходяться по два електрони. Слід згадати, що орбіталлю або електронною хмарою називають сукупність положень електрона в атомі, тобто область простору, в якій найімовірніше знаходження електрона. Форма електронної орбіталі може бути різною. З електронної формули атома вуглецю видно, що він має два різновиди орбіталей: sі p. s-Орбітальмає форму сфери, а p-орбіталь - форму гантелі або об'ємної вісімки . Електрони заповнюють орбіталі атома як збільшення енергії. Чим ближче до ядра знаходиться орбіталь, тим меншу енергію має електрон, розташований у ній.

Будова електронної оболонки атома часто зображують за допомогою квантових осередків. Кожну орбіталь позначають квадратиком, електрони - стрілками, що вказують на різний напрямок їх спина. Валентність атома визначається переважно числом неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня атома вуглецю має вигляд:

Відповідно до наведеної електронно-графічної формули атом вуглецю може утворити по обмінному механізму лише два ковалентні зв'язки. Однак у переважній більшості органічних сполук вуглець чотиривалентний. Це можна пояснити тим, що при утворенні хімічних зв'язків виділяється енергія, достатня для переходу одного з 2 s-орбіталі на вакантну 2 p-орбіталь. Вважається, що атом вуглецю перейшов у збуджений стан.

Таким чином, атом вуглецю має чотири неспарені електрони і може утворити чотири ковалентні зв'язки. Розташування орбіталей просторі можна представити так:

У збудженому стані три р-орбіталі розташовані перпендикулярно один до одного.