Органична химия


Категория на документа: Химия


Теория за строежа на органичните съединения. Химични връзки.
Основа на органичната химия се явява теорията за строежа на органичните съединения. Създаването на такава теория е свързано с имената на редица известни учени от края на ХІХ и началото на ХХ век като Берцелиус, Кекуле, Колбе, Купър и особено Бутлеров. Последният създава една стройна теория за структурата на химичните съединения. Основните положения на структурната теория могат накратко да се дефинират по следния начин :
1 молекулите са изградени от атоми, свързани помежду си в строго определен ред, наречен структура ;
- атомите в молекулите взаимно си влияят ;
- свойствата на химичните съединения се определят не само от състава, но и от структурата на молекулите им.
От структурната теория произтичат важни следствия, които са спомогнали за изясняването на реалната същност на молекулите, многообразието им и зависимостта между тяхната структура и свойства. Структурната теория е дала възможност да се разбере и същността на явлението изомерия – наличието на съединения с еднакъв качествен и количествен състав, но с различна структура, а оттам и с различни свойства.
Така, че теорията за строежа на органичните съединения позволява да се обяснят и систематизират милиони факти за също такъв брой индивидуални съединения. Именно теорията за строежа ни обяснява редица положения за това как атомите са свързани в молекули. Теорията също така е свързана с формата и размера на самите молекули, разпределението на атомите и електроните между тях и т.н.
Молекулите обикновено се изобразяват с формули или модели. Ядрата на атомите се обозначават с букви, а свързващите ги електрони – с точици или чертички. Тези груби картинки са полезни само ако знаем или разбираме какво означават те. Интерпретацията на такава формула, от гледна точка на теорията за строежа дава доста голяма информация за съединенията, чиято молекула изобразяват – как е синтезирано съединението, какви физични свойства могат да се очакват /т.т., т.к., плътност, разтворимост, цвят и др./, какви химични свойства са характерни за него /напр.с какви химични съединения ще реагира, какви продукти ще се получат, бързо или бавно ще реагира и т.н./. Всичко това може да се узнае за неизвестното съединение само на основата на неговата структурна формула.

Представа за химичната връзка до 1926 г.
Разглеждането на структурата на молекулите винаги трябва да започва с описание на химичната връзка, т.е. със силите, които удържат атомите в молекулата.
През 1916 г. са описани два типа химични връзки : йонна връзка /Косел, Германия / и ковалентна връзка /Гилбърт Люис, Калифорнийски университет/. Първата я откриваме в съединения като , а втората в съединения като , и др. Тези връзки се различават по степента на “притежание” на общата електронна двойка от свързаните атоми. Йонната връзка възниква в резултат от преноса на електрони, а ковалентната връзка – в резултат от обобществяване на електрони. Именно ковалентната връзка е характерна за съединенията на въглерода, именно тя има основно значение в химията на органичните съединения.
Разбира се съществуват и други видове връзки в органичните съединения, като донорно-акцепторни връзки /нар. се още семиполярни/, координативни връзки, водородни връзки и др.

Представи за химичната връзка след 1926 г.
През 1926 г Ервин Шрьодингер /Цюрихския университет/ предлага квантово-механична теория във форма най-добре пригодна за химици. Той извежда математически израз за описване движението на електрона в зависимост от неговата енергия като се приема, че електрона има свойства не само на частица, но и на вълна. Тези вълнови свойства на електрона се дават чрез т.нар. вълново уравнение на Шрьодингер :

(Топ – Vоп)ψ = Eψ
където Топ е оператор за кинетичната енергия на електрона, а Vоп – оператор за потенциалната енергия на електрона, включващ и неговата маса, Е е стойността на общата енергия, а ψ е т.нар. вълнова функция, която има определено стойност за всяка точка с координати x, y и z от пространството на атомното ядро.
Вълновото уравнение позволява да се разглеждат смойствата на електроните като вероятностни /напр.най-вероятното разстояние от ядрото/. Едноелектронната вълнова функция, характеризираща положението на електрона, се нарича орбитала. Така че ние ще говорим за електрона като заемащ някаква орбитала, а не орбита /което е строго определено разстояние от ядрото/. Елемент от пространството, в което е най-вероятно да се намери електрона, се нарича орбитала. Съществуват различни типове орбитали с различни размери и форми, както и с различно разположение около ядрата на атомите.
За описване на орбиталата на всеки електрон се изисква въвеждането на четири квантови числа :
2 главно квантово число /n/ - което характеризира основното състояние /и енергия/ от ядрото до електрона ; определя размера на АО ;
3 орбиталното /азимутното/ квантово число /l/ - определя ъгловия момент на електрона ; дава пространствената форма на АО ;
4 магнитното квантово число /m/ - определя пространствената ориентация на съответната АО и показва броят на орбиталите от даден вид ;
5 спиново квантово число /s/ - ххарактеризира двете възможни ориентации на собствения въртелив момент на електрона ; има само две значения – Ѕ и +1/2.
Главното квантово число /n/ може да приема всяко значение на цели числа от +1 до ∞ според което всички АО се разделят на групи – електронни слоеве /при n=1 имаме К – слой, n=2 имаме L-слой и т.н./
Орбиталното квантово число /l/ за всяко значение на n може да приема стойности от 0 до n-1, т.е. l=0,1,2,3….(n-1). При l = 0 АО има формата на сфера /s-орбитала/ ; при l = 1 АО е правилна пространствена осморка /р-орбитала/, а при l = 2 АО е пространствена детелина / d-орбитала/. Енергиите са Es < Ep < Ed.
Магнитното квантово число /m/ може да приема стойности от –l….0…+l и показва броя на орбиталите от даден вид. При l = 0 m има само една стойност /0/, т.е.в един електронен слой има само една s-орбитала. При l = 1 /р-орбитала/ m има три стойности /-1, 0 и +1/ и следователно в съответния електронен слой има три орбитали различно разположени в координатната система / px, py, pz/.
Чрез квантовите числа може да се опише електронната конфигурация, т.е.разпределението на електроните по орбитали на атомите на всички елементи. При изграждането на атомната конфигурация се спазват два принципа – на Паули и на Хунд. Според принципа на Паули в един атом не може да има два електрона с еднакъв набор от квантови числа. От този принцип следва, че една АО може да бъде “обитавана” само от два електрона с противоположни спинове.
Правилото на Хунд определя как става “заемането” на АО от електроните. При наличието на няколко еднакви по вид и енелгия АО /те се наричат “изродени”/ първоначално всяка от тях се заема от по един електрон /с паралелни спинове/, след което в тях постъпват други елестрони с антипаралелни спинове.

Енергетични състояния на въглеродния атом. Концепция за хибридизация. Локализирана химична връзка.
При определяне на електронната конфигурация на елементите в основното състояние, т.е. състоянието с най-малка енергия, ние използваме “принципа на надстройката” или запълването на достъпните орбитали в съответствие с тяхната потенциална енергия, при което най-напред е орбиталата с най-малка енергия. След това се използват правилата на Паули и Хунд.
Въглеродният атом има електронна конфигурация 1s22s22p2 в основното или свободно състояние, което ще се изрази така :

Трите заети АО в най-външния слой изразяват атомноорбиталния модел на С-атом в основното състояние - 2s2 2px 2py.
При условията на химично взаимодействие С-ат. преминава от основно във възбудено състояние след “прескачане” на електрон от s-орбитала на свободна или валентна р-орбитала /Ея→p~ 300 кДж/мол/ :

По този начин се формира атомноорбиталния модел на възбудения въглероден атом – 2s 2px 2py 2pz.
Според съвременните представи преминаването на даден атом във валентно състояние означава взаимодействие на неговите АО с АО на свързващите се атоми, при което се формират т.нар.молекулни орбитали /МО/. За описание на валентното състояние на С-ат. има два подхода от квантово-химично естество. Първият подход приема непроменения атомноорбитален модел на възбудения С-ат. А втория подход предполага “предварителна промяна” на атомноорбиталното състояние на възбудения С-ат., т.е. формирането на други типове АО в него. Основание за това е намерено в т.нар.принцип на суперпозицията, според който принцип всяка вълнова функция, описваща дадено състояние на определена система чрез набор от няколко вълнови функции може да бъде представена като линейна комбинация от набор на други вълнови функции, които също така точно описват системата. Тъй като АО са вълнови функции, този принцип може да се приложи за описване и на атомноорбиталното състояние на възбудения С-ат. В този случай наборът от неговите АО може да бъде заменен с няколко набора от други АО. Такъв математически подход е известен като хибридизация на атомните орбитали и се изразява в пълна или частична “замяна” на едната s-АО и трите р-АО на възбудения С-ат. с нови орбитали, наречени хибридни валентни орбитали. При това броят на хибридните АО трябва да съответства на броя на изходните АО. Понятията хибридизация и хибридни АО /от гр.hjbris – смесване, кръстоска/ произхожда от това, че изразява представата за процес на образуване на нови АО, носещи белезите на предходните s- и р-АО, т.е. хибридните АО следва да имат форма на неправилни пространствени осморки :

възбудено състояние на въглеродния атом

хибридно валентно състояние на въглеродния атом
Резултатите от хибридизацията са :
6 “най-добрата”, “най-изгодната” хибридна орбитала има значително по-насочен характер отколкото s- или р-орбиталите ;
7 четирите най-изгодни орбитали са точно еквивалентни една на друга, т.е. те са напълно равностойни ;
8 тези орбитали са насочени с по-обемистите си части към върховете на правилен тетраедър. При това разположение орбиталите са максимално отдалечени една от друга, което се изисква от принципа на Паули. При това разположение ще имаме минимално отблъскване между четирите двойки външни електрони.

Тези хибридни орбитали се наричат sp3-орбитали, тъй като те възникват при хибридизацията на една s- и три р-орбитали. sp3- Хибридно валентно състояние имат С-атоми, които са свързани само чрез прости връзки с други атоми. Тези връзки се наричат сигма /σ / връзки. Тях можем да открием при метана, етана и др.
Например при метана σ-връзките се образуват чрез челно припокриване на sp3-орбиталите на С-ат. със s-орбитали на Н-ат.



Сподели линка с приятел:





Яндекс.Метрика
Органична химия 9 out of 10 based on 2 ratings. 2 user reviews.