Struktur des Kohlenstoffatoms.

Die Eigenschaften des Kohlenstoffatoms werden durch seine Struktur erklärt:

1) es hat vier Valenzelektronen;

2) Kohlenstoffatome bilden sowohl mit anderen Atomen als auch untereinander gemeinsame Elektronenpaare. In diesem Fall befinden sich auf der äußeren Ebene jedes Kohlenstoffatoms acht Elektronen (Oktett), von denen vier gleichzeitig zu anderen Atomen gehören.

In der organischen Chemie werden Strukturformeln meist verwendet, weil Atome in einem Molekül eine räumliche Anordnung haben.

Strukturformeln sind die Sprache der organischen Chemie.

Strukturformel– Bild chemischer Bindungen zwischen Atomen in einem Molekül unter Berücksichtigung ihrer Wertigkeit.

In Strukturformeln wird eine kovalente Bindung durch einen Bindestrich gekennzeichnet. Wie in den Strukturformeln anorganischer Substanzen bedeutet jeder Strich ein gemeinsames Elektronenpaar, das die Atome im Molekül verbindet. Auch benutzt empirisch Und elektronisch Formeln.

Kovalente Bindung(Atombindung, homöopolare Bindung) – chemische Bindung ist eine chemische Bindung, die durch die Überlappung (Teilung) von Paravalenzelektronenwolken von Elektronenwolken entsteht. Die elektronischen Wolken (Elektronen), die für die Kommunikation sorgen, werden genannt allgemeine elektronische ein Paar. Charakteristische Eigenschaften einer kovalenten Bindung − Direktionalität, Sättigung, Polarität, Polarisierbarkeit − Chemische und bestimmen physikalische Eigenschaften Verbindungen.

Kommunikationsrichtung aufgrund der molekularen Struktur der Substanz und der geometrischen Form ihres Moleküls. Die Winkel zwischen zwei Bindungen werden Bindungswinkel genannt.

Sättigungsfähigkeit- die Fähigkeit von Atomen, eine begrenzte Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden. Anzahl der Verbindungen Die von einem Atom gebildete Größe ist durch die Anzahl seiner äußeren Atomorbitale begrenzt.

Kommunikationspolarität wird durch die ungleichmäßige Verteilung der Elektronendichte aufgrund von Unterschieden in der Elektronegativität von Atomen verursacht. Auf dieser Grundlage werden kovalente Bindungen in unpolare und polare Bindungen unterteilt.

Bindungspolarisierbarkeit drückt sich in der Verschiebung von Bindungselektronen unter dem Einfluss von außen aus elektrisches Feld, einschließlich eines weiteren reagierenden Teilchens. Die Polarisierbarkeit wird durch die Elektronenmobilität bestimmt. Die Polarität und Polarisierbarkeit kovalenter Bindungen bestimmt die Reaktivität von Molekülen gegenüber polaren Reagenzien.

Sigma (σ)-, pi (π)-Bindungen - eine ungefähre Beschreibung der Arten kovalenter Bindungen in Molekülen verschiedener Verbindungen. Die σ-Bindung ist dadurch gekennzeichnet, dass die Dichte der Elektronenwolke entlang der Achse, die die Atomkerne verbindet, maximal ist.

Bei der Bildung einer π-Bindung kommt es zur sogenannten lateralen Überlappung von Elektronenwolken, und die Dichte der Elektronenwolke ist „oberhalb“ und „unter“ der σ-Bindungsebene maximal.

Nehmen wir zum Beispiel Ethylenethylen, Acetylen, Acetylen und Benzolbenzol.

Im Ethylenmolekül C 2 H 4 gibt es eine Doppelbindung CH 2 = CH 2, it elektronische Formel: N:S::S:N.

Die Kerne aller Ethylenatome liegen in derselben Ebene. Die drei Elektronenwolken jedes Kohlenstoffatoms bilden drei kovalente Bindungen mit anderen Atomen in derselben Ebene (mit Winkeln zwischen ihnen von etwa 120°). Die Wolke des vierten Valenzelektrons des Kohlenstoffatoms befindet sich oberhalb und unterhalb der Molekülebene. Solche Elektronenwolken beider Kohlenstoffatome, die sich oberhalb und unterhalb der Molekülebene teilweise überlappen, bilden eine zweite Bindung zwischen den Kohlenstoffatomen. Die erste, stärkere kovalente Bindung zwischen Kohlenstoffatomen wird σ-Bindung genannt; die zweite, schwächere kovalente Bindung wird π-Bindung genannt.

In einem linearen Acetylenmolekül

Н−С≡С−Н (Н: С::: С: Н)

Es gibt σ-Bindungen zwischen Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen, eine σ-Bindung zwischen zwei Kohlenstoffatomen und zwei π-Bindungen zwischen denselben Kohlenstoffatomen. Zwei π-Bindungen liegen über dem Wirkungsbereich der σ-Bindung in zwei zueinander senkrechten Ebenen.

Alle sechs Kohlenstoffatome des cyclischen Benzolmoleküls C 6 H 6 liegen in derselben Ebene. Es gibt σ-Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen in der Ringebene; Jedes Kohlenstoffatom hat die gleichen Bindungen mit Wasserstoffatomen. Kohlenstoffatome verbrauchen drei Elektronen, um diese Bindungen herzustellen. Wolken aus vierten Valenzelektronen von Kohlenstoffatomen, die wie Achtfiguren geformt sind, befinden sich senkrecht zur Ebene des Benzolmoleküls. Jede dieser Wolken überlappt gleichermaßen mit den Elektronenwolken benachbarter Kohlenstoffatome. In einem Benzolmolekül werden nicht drei separate π-Bindungen gebildet, sondern eine einzelne π-Bindung -elektronisches System aus sechs Elektronen, die allen Kohlenstoffatomen gemeinsam sind. Die Bindungen zwischen den Kohlenstoffatomen im Benzolmolekül sind genau gleich.

Für die Valenzelektronenschicht des C-Atoms, gelegen in der Hauptuntergruppe der vierten Gruppe der zweiten Periode Periodensystem D. I. Mendeleev Hauptquantenzahl n = 2, Nebenquantenzahl (Orbital) l = 0 (s-Orbital) und 1 (p-Orbital); magnetische Quantenzahl m = 0 (bei l = 0) und –1, 0, 1 (bei l = 1).

Um die elektronische Formel des C-Atoms mit seiner Wertigkeit in Einklang zu bringen, lässt man die äußere Elektronenschicht des Kohlenstoffatoms anregen. Dann hat das C-Atom ein 1s-Orbital und 3p-Orbitale. Wenn sich die Atomorbitale (AO) der C- und H-Atome überlappen, sind drei CH-Bindungen identisch und die vierte sollte sich in ihrer Stärke unterscheiden (die Bindung entlang des s-Orbitals sollte aufgrund der geringeren Überlappung der Orbitale weniger stark sein). . In Wirklichkeit ist dies nicht der Fall. Die Diskrepanz wird durch die Annahme einer Hybridisierung von AOs, die sich in Form und Energie unterscheiden, mit dem Auftreten hybrider AOs ausgeschlossen. Dadurch landen die Valenzelektronen nicht in reinen s- und p-Orbitalen, sondern in identischen Hybridorbitalen. Alkane zeichnen sich durch sp3-Hybridisierung aus (alle 4 AOs der äußeren elektronischen Ebene sind beteiligt). In ungesättigten Verbindungen sind ein oder zwei unhybridisierte p-Orbitale an der Bildung von p-Bindungen beteiligt, und die Art der Hybridisierung des Kohlenstoffatoms ist sp 2 für Alkene und sp für Alkine.

Hybridorbitale von Alkanen sind symmetrisch im Raum angeordnet und auf die Ecken des Tetraeders gerichtet. Die C-H-Bindung entsteht durch die Überlappung des s-Orbitals des H-Atoms und des hybridisierten Orbitals des C-Atoms; die C-C-Bindung entsteht durch die Überlappung zweier hybridisierter Orbitale (die Bindungsrichtung verläuft längs). die Achse zwischen den Atomen). Dies ist eine S-Verbindung.

Eigenschaften von S-Bond:

Relative chemische Inertheit aufgrund hoher Festigkeit;

Die maximale Elektronendichte liegt symmetrisch zur Achse, die die Atome verbindet, sodass eine freie Rotation entlang dieser Achse möglich ist, ohne die Überlappung der Orbitale (Konformere) zu verändern;

Bindungslänge 0,154 nm; der Winkel zwischen den Richtungen der Orbitale beträgt 109,5°;

Elektronegativität des C-Atoms im sp 3 -Hybridzustand = 2,51;

Ein Kohlenstoffatom, das über eine Doppelbindung mit einem anderen Kohlenstoffatom verbunden ist, befindet sich im Zustand der sp 2 -Hybridisierung. (3 JSCs der externen elektronischen Ebene nehmen teil). Die Hybridorbitale liegen symmetrisch im Raum in einer Ebene mit den C-Kernen. Das verbleibende nichthybridisierte p-AO ist senkrecht zu dieser Ebene ausgerichtet. Die C-H-Bindung entsteht durch die Überlappung des s-Orbitals des H-Atoms und des hybridisierten Orbitals des C-Atoms. Die C-C-Bindung entsteht durch die Überlappung zweier hybridisierter Orbitale (die Richtung verläuft entlang der Achse dazwischen). die Atome, in der Ebene des Moleküls). Dies ist eine S-Anleihe. Zwei unhybridisierte p-AOs überlappen oberhalb und unterhalb der Molekülebene – es entsteht eine p-Bindung.

Der Unterschied zwischen einer Doppelbindung und einer Einfachbindung:

Der Abstand zwischen Kohlenstoffatomen ist bei einer Doppelbindung kleiner als bei einer Einfachbindung (0,134 nm); der Winkel zwischen den Hybrid-Aktiengesellschaften beträgt 120°;

Elektronegativität des hybridisierten Atoms C = 2,69;

Schwierige Rotation um die Verbindungslinie der C-Atome;

Die Doppelbindung ist stärker, weil die Elektronendichte auf den Bindungs-MOs zwischen Kohlenstoffatomen nimmt zu (die thermische Stabilität von Ethylen ist höher als die von Ethan);

Hohe Reaktivität der p-Bindung, die durch die größere Beweglichkeit der Elektronen außerhalb der Molekülebene erklärt wird;

Erhöhte Elektronendichte im Vergleich zu einer Einfachbindung und an der Peripherie des Moleküls. Dies führt dazu, dass positiv geladene Ionen oder polare Moleküle durch ihren positiven Pol von der Doppelbindung angezogen werden.

CH-Bindungen in Acetylen gehören zu den s-Bindungen, die durch die Überlappung des s-Orbitals von Wasserstoff mit dem hybridisierten sp-Orbital von Kohlenstoff entstehen; Das Molekül hat eine Kohlenstoff-Kohlenstoff-S-Bindung (gebildet durch die Überlappung zweier hybridisierter Bindungen). sp- Kohlenstofforbitale) und zwei Kohlenstoff-Kohlenstoff-p-Bindungen (das Ergebnis der Überlappung zweier zueinander senkrechter Paare unhybridisierter R- Orbitale (RU Und p z) Kohlenstoffatome).

Eigenschaften einer Dreifachbindung:

Durch eine Dreifachbindung verbundene Kohlenstoffatome haben eine Elektronegativität = 2,75;

CºC-Bindungslänge = 0,120 nm;

Die auf diesem Modell basierenden Bindungswinkel in Acetylen betragen 180° und das Molekül hat eine lineare Konfiguration, was dies unmöglich macht cis- trans-Isomerie an einer Dreifachbindung;

Die Verbindung ist stark polarisiert, weil in der sp-Hybridform hält das Kohlenstoffatom Elektronen stärker als in den sp 2- und sp 3-Hybridformen; somit; Das Elektronenpaar der CH-Bindung im Acetylenmolekül liegt näher am C-Kern als im Fall von Ethylen; das H-Atom ist beweglicher und hat schwach saure Eigenschaften (im Gegensatz zu Alkanen und Alkenen).

KAPITEL 2. CHEMISCHE VERBINDUNG UND GEGENSEITIGE BEEINFLUSSUNG VON ATOMEN IN ORGANISCHEN VERBINDUNGEN

KAPITEL 2. CHEMISCHE VERBINDUNG UND GEGENSEITIGE BEEINFLUSSUNG VON ATOMEN IN ORGANISCHEN VERBINDUNGEN

Die chemischen Eigenschaften organischer Verbindungen werden durch die Art der chemischen Bindungen, die Art der gebundenen Atome und deren gegenseitige Beeinflussung im Molekül bestimmt. Diese Faktoren wiederum werden durch die elektronische Struktur der Atome und die Wechselwirkung ihrer Atomorbitale bestimmt.

2.1. Elektronische Struktur des Kohlenstoffatoms

Der Teil des Atomraums, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, am größten ist, wird Atomorbital (AO) genannt.

In der Chemie ist das Konzept der Hybridorbitale des Kohlenstoffatoms und anderer Elemente weit verbreitet. Das Konzept der Hybridisierung als Beschreibung der Umordnung von Orbitalen ist notwendig, wenn die Anzahl der ungepaarten Elektronen im Grundzustand eines Atoms geringer ist als die Anzahl der gebildeten Bindungen. Ein Beispiel ist das Kohlenstoffatom, das sich in allen Verbindungen als vierwertiges Element manifestiert, dessen äußere elektronische Ebene im Grundzustand 1s 2 2s 2 2p 2 jedoch gemäß den Regeln zur Orbitalfüllung nur zwei ungepaarte Elektronen enthält (Abb. 2.1, A und Anhang 2-1). In diesen Fällen wird postuliert, dass sich verschiedene Atomorbitale mit ähnlicher Energie miteinander vermischen und Hybridorbitale gleicher Form und Energie bilden können.

Hybridisierte Orbitale bilden aufgrund der größeren Überlappung stärkere Bindungen als nicht hybridisierte Orbitale.

Abhängig von der Anzahl der Orbitale, die eine Hybridisierung eingegangen sind, kann sich ein Kohlenstoffatom in einem von drei Zuständen befinden

Reis. 2.1.Verteilung der Elektronen über Orbitale eines Kohlenstoffatoms im Grund- (a), angeregten (b) und hybridisierten Zustand (c - sp3, g-sp2, D-sp)

Hybridisierung (siehe Abb. 2.1, c-e). Die Art der Hybridisierung bestimmt die Orientierung hybrider AOs im Raum und damit die Geometrie der Moleküle, also ihre räumliche Struktur.

Die räumliche Struktur von Molekülen ist gegenseitige Übereinkunft Atome und Atomgruppen im Raum.

S. 3-Hybridisierung.Wenn vier äußere AOs eines angeregten Kohlenstoffatoms (siehe Abb. 2.1, b) – ein 2s- und drei 2p-Orbitale – gemischt werden, entstehen vier äquivalente sp 3-Hybridorbitale. Sie haben die Form einer dreidimensionalen „Acht“, von der eine Klinge deutlich größer ist als die andere.

Jedes Hybridorbital ist mit einem Elektron gefüllt. Das Kohlenstoffatom im Zustand der sp 3-Hybridisierung hat die elektronische Konfiguration 1s 2 2(sp 3) 4 (siehe Abb. 2.1, c). Dieser Hybridisierungszustand ist charakteristisch für Kohlenstoffatome in gesättigten Kohlenwasserstoffen (Alkanen) und dementsprechend in Alkylresten.

Aufgrund der gegenseitigen Abstoßung sind sp 3 -Hybrid-AOs im Raum zu den Eckpunkten hin gerichtet Tetraeder, und die Winkel zwischen ihnen betragen 109,5? (günstigster Standort; Abb. 2.2, a).

Die räumliche Struktur wird anhand stereochemischer Formeln dargestellt. In diesen Formeln werden das sp 3 -hybridisierte Kohlenstoffatom und seine beiden Bindungen in der Zeichenebene platziert und durch eine regelmäßige Linie grafisch angedeutet. Eine dicke Linie oder ein dicker Keil deutet eine Verbindung an, die sich von der Zeichenebene nach vorne erstreckt und auf den Betrachter gerichtet ist; gepunktete Linie oder schattierter Keil (..........) – eine Verbindung, die sich vom Betrachter über die Zeichenebene hinaus erstreckt –

Reis. 2.2.Arten der Kohlenstoffatom-Hybridisierung. Der Punkt in der Mitte ist der Atomkern (kleine Anteile von Hybridorbitalen wurden zur Vereinfachung der Abbildung weggelassen; nicht-hybridisierte p-AOs sind farbig dargestellt)

Dame (Abb. 2.3, a). Das Kohlenstoffatom befindet sich im Zustand S. 3-Hybridisierung hat eine tetraedrische Konfiguration.

S. 2-Hybridisierung.Beim Mischen eines 2s- und zwei 2p-AOs eines angeregten Kohlenstoffatoms werden drei äquivalente gebildet sp 2-Hybridorbitale und bleibt unhybridisiert 2p-AO. Das Kohlenstoffatom befindet sich im Zustand sp Die 2-Hybridisierung hat die elektronische Konfiguration 1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 (siehe Abb. 2.1, d). Dieser Zustand der Kohlenstoffatom-Hybridisierung ist typisch für ungesättigte Kohlenwasserstoffe (Alkene) sowie für einige funktionelle Gruppen, zum Beispiel Carbonyl und Carboxyl.

sp 2 -Hybridisierte Orbitale befinden sich in derselben Ebene in einem Winkel von 120 °, und das nicht hybridisierte AO befindet sich in einer senkrechten Ebene (siehe Abb. 2.2, b). Das Kohlenstoffatom befindet sich im Zustand sp 2-Hybridisierung hat trigonale Konfiguration. Durch eine Doppelbindung verbundene Kohlenstoffatome liegen in der Zeichenebene, und ihre zum Betrachter hin und von ihm weg gerichteten Einfachbindungen sind wie oben beschrieben bezeichnet (siehe Abb. 2.3, B).

sp-Hybridisierung.Wenn ein 2s- und ein 2p-Orbital eines angeregten Kohlenstoffatoms gemischt werden, entstehen zwei äquivalente sp-Hybrid-AOs und zwei p-AOs bleiben unhybridisiert. Das Kohlenstoffatom im sp-hybridisierten Zustand hat eine elektronische Konfiguration

Reis. 2.3.Stereochemische Formeln von Methan (a), Ethan (b) und Acetylen (c)

1s 2 2(sp 2) 2 2p 2 (siehe Abb. 2.1, d). Dieser Hybridisierungszustand des Kohlenstoffatoms tritt in Verbindungen auf, die eine Dreifachbindung aufweisen, beispielsweise in Alkinen und Nitrilen.

sp-hybridisierte Orbitale befinden sich in einem Winkel von 180° und zwei nicht hybridisierte AOs befinden sich in zueinander senkrechten Ebenen (siehe Abb. 2.2, c). Das Kohlenstoffatom im sp-hybridisierten Zustand hat lineare Konfiguration Beispielsweise liegen in einem Acetylenmolekül alle vier Atome auf derselben Geraden (siehe Abb. 2.3, V).

Atome anderer organogener Elemente können ebenfalls in einem hybridisierten Zustand vorliegen.

2.2. Chemische Bindungen Kohlenstoffatom

Chemische Bindungen in organischen Verbindungen werden hauptsächlich durch kovalente Bindungen dargestellt.

Eine kovalente Bindung ist eine chemische Bindung, die durch die gemeinsame Nutzung von Elektronen zwischen gebundenen Atomen entsteht.

Diese gemeinsamen Elektronen besetzen Molekülorbitale (MOs). In der Regel handelt es sich bei einem MO um ein multizentrisches Orbital und die es füllenden Elektronen sind delokalisiert (dispers). Somit kann ein MO, wie ein AO, leer sein, gefüllt mit einem Elektron oder zwei Elektronen mit entgegengesetzten Spins*.

2.2.1. σ- Undπ -Verbindungen

Es gibt zwei Arten kovalenter Bindungen: σ- (Sigma) und π- (Pi) Bindungen.

Eine σ-Bindung ist eine kovalente Bindung, die entsteht, wenn sich ein AO entlang einer geraden Linie (Achse) überlappt, die die Kerne zweier gebundener Atome mit einer maximalen Überlappung auf dieser geraden Linie verbindet.

Die σ-Bindung entsteht, wenn sich beliebige AOs, auch hybride, überlappen. Abbildung 2.4 zeigt die Bildung einer σ-Bindung zwischen Kohlenstoffatomen als Ergebnis der axialen Überlappung ihrer Hybride sp 3 -AO und σ -C-H-Bindungen durch Überlappung des hybriden sp 3 -AO von Kohlenstoff und s-AO von Wasserstoff.

* Weitere Einzelheiten finden Sie unter: Popkov V.A., Puzakov S.A. Allgemeine Chemie. - M.: GEOTAR-Media, 2007. - Kapitel 1.

Reis. 2.4.Bildung von σ-Bindungen in Ethan durch axiale Überlappung von AOs (kleine Anteile von Hybridorbitalen sind weggelassen und farbig dargestellt). sp 3 -AO Kohlenstoff, Schwarz - s-AO-Wasserstoff)

Neben der axialen Überlappung ist eine andere Art der Überlappung möglich – die seitliche Überlappung von p-AO, die zur Bildung einer π-Bindung führt (Abb. 2.5).

p-Atomorbitale

Reis. 2.5.Bildung einer π-Bindung in Ethylen durch seitliche Überlappung r-AO

Eine π-Bindung ist eine Bindung, die durch die seitliche Überlappung nicht hybridisierter p-AOs mit einer maximalen Überlappung auf beiden Seiten der geraden Linie, die die Atomkerne verbindet, entsteht.

Mehrfachbindungen in organischen Verbindungen sind eine Kombination aus σ- und π-Bindungen: Doppelbindungen – eine σ- und eine π-Bindung, Dreifachbindungen – eine σ- und zwei π-Bindungen.

Die Eigenschaften einer kovalenten Bindung werden durch Eigenschaften wie Energie, Länge, Polarität und Polarisierbarkeit ausgedrückt.

Kommunikationsenergieist die Energie, die bei der Bildung einer Bindung freigesetzt wird bzw. die benötigt wird, um zwei gebundene Atome zu trennen. Sie dient als Maß für die Stärke der Bindung: Je höher die Energie, desto stärker die Bindung (Tabelle 2.1).

Linklängeist der Abstand zwischen den Zentren gebundener Atome. Eine Doppelbindung ist kürzer als eine Einfachbindung und eine Dreifachbindung ist kürzer als eine Doppelbindung (siehe Tabelle 2.1). Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen in verschiedenen Hybridisierungszuständen weisen ein gemeinsames Muster auf –

Tabelle 2.1.Grundlegende Eigenschaften kovalenter Bindungen

Mit zunehmendem Anteil des s-Orbitals am Hybridorbital nimmt die Bindungslänge ab. Beispielsweise in einer Reihe von Verbindungen Propan CH 3 CH 2 CH 3, Propen CH 3 CH=CH 2, Propin CH 3 C=CH Bindungslänge CH 3 -C ist entsprechend 0,154; 0,150 und 0,146 nm.

Kommunikationspolarität aufgrund einer ungleichmäßigen Verteilung (Polarisation) der Elektronendichte. Die Polarität eines Moleküls wird durch den Wert seines Dipolmoments quantifiziert. Aus den Dipolmomenten eines Moleküls lassen sich die Dipolmomente einzelner Bindungen berechnen (siehe Tabelle 2.1). Je größer das Dipolmoment, desto polarer ist die Bindung. Der Grund für die Bindungspolarität ist der Unterschied in der Elektronegativität der gebundenen Atome.

Elektronegativität charakterisiert die Fähigkeit eines Atoms in einem Molekül, Valenzelektronen zu halten. Mit zunehmender Elektronegativität eines Atoms nimmt der Grad der Verschiebung der Bindungselektronen in seine Richtung zu.

Basierend auf den Werten der Bindungsenergie schlug der amerikanische Chemiker L. Pauling (1901-1994) eine quantitative Charakteristik der relativen Elektronegativität von Atomen (Pauling-Skala) vor. In dieser Skala (Reihe) sind typische organogene Elemente nach relativer Elektronegativität (zum Vergleich sind zwei Metalle angegeben) wie folgt angeordnet:

Elektronegativität ist keine absolute Konstante eines Elements. Sie hängt von der effektiven Ladung des Kerns, der Art der AO-Hybridisierung und dem Einfluss von Substituenten ab. Beispielsweise ist die Elektronegativität eines Kohlenstoffatoms im sp 2- oder sp-Hybridisierungszustand höher als im sp 3-Hybridisierungszustand, was mit einer Erhöhung des Anteils des s-Orbitals am Hybridorbital verbunden ist. Beim Übergang von Atomen von sp 3 - zu sp 2 - und weiter sp Im hybridisierten Zustand nimmt die Ausdehnung des Hybridorbitals allmählich ab (insbesondere in der Richtung, die bei der Bildung einer σ-Bindung für die größte Überlappung sorgt), was bedeutet, dass in derselben Reihenfolge die maximale Elektronendichte immer näher am Kern liegt des entsprechenden Atoms.

Im Falle einer unpolaren oder praktisch unpolaren kovalenten Bindung ist der Unterschied in der Elektronegativität der gebundenen Atome Null oder nahe Null. Mit zunehmender Elektronegativitätsdifferenz nimmt die Polarität der Bindung zu. Eine Differenz von bis zu 0,4 gilt als schwach polar, mehr als 0,5 spricht von einer stark polaren kovalenten Bindung und mehr als 2,0 von einer ionischen Bindung. Polare kovalente Bindungen neigen zur heterolytischen Spaltung

(siehe 3.1.1).

Bindungspolarisierbarkeit wird in der Verschiebung von Bindungselektronen unter dem Einfluss eines externen elektrischen Feldes, einschließlich des eines anderen reagierenden Teilchens, ausgedrückt. Die Polarisierbarkeit wird durch die Elektronenmobilität bestimmt. Elektronen sind umso beweglicher, je weiter sie von den Atomkernen entfernt sind. Hinsichtlich der Polarisierbarkeit ist die π-Bindung der σ-Bindung deutlich überlegen, da die maximale Elektronendichte der π-Bindung weiter von den gebundenen Kernen entfernt liegt. Die Polarisierbarkeit bestimmt maßgeblich die Reaktivität von Molekülen gegenüber polaren Reagenzien.

2.2.2. Geber-Akzeptor-Anleihen

Die Überlappung zweier Einelektronen-AOs ist nicht die einzige Möglichkeit, eine kovalente Bindung zu bilden. Eine kovalente Bindung kann durch die Wechselwirkung eines Zwei-Elektronen-Orbitals eines Atoms (Donor) mit einem freien Orbital eines anderen Atoms (Akzeptor) gebildet werden. Donoren sind Verbindungen, die entweder Orbitale mit einem freien Elektronenpaar oder π-MO enthalten. Träger einzelner Elektronenpaare (n-Elektronen, aus dem Englischen). nicht klebend) sind Atome von Stickstoff, Sauerstoff, Halogenen.

Freie Elektronenpaare spielen eine wichtige Rolle bei der Ausprägung der chemischen Eigenschaften von Verbindungen. Sie sind insbesondere für die Fähigkeit von Verbindungen verantwortlich, Donor-Akzeptor-Wechselwirkungen einzugehen.

Eine kovalente Bindung, die durch ein Elektronenpaar eines der Bindungspartner gebildet wird, wird Donor-Akzeptor genannt.

Die resultierende Donor-Akzeptor-Bindung unterscheidet sich nur in der Art ihrer Bildung; seine Eigenschaften sind identisch mit denen anderer kovalenter Bindungen. Das Donoratom erwirbt dadurch positive Ladung.

Donor-Akzeptor-Bindungen sind charakteristisch für komplexe Verbindungen.

2.2.3. Wasserstoffbrücken

Ein an ein stark elektronegatives Element (Stickstoff, Sauerstoff, Fluor usw.) gebundenes Wasserstoffatom ist in der Lage, mit dem freien Elektronenpaar eines anderen ausreichend elektronegativen Atoms desselben oder eines anderen Moleküls zu interagieren. Dadurch entsteht eine Wasserstoffbrücke, eine Art Donorbindung.

Akzeptorbindung. Grafisch wird eine Wasserstoffbindung normalerweise durch drei Punkte dargestellt.

Die Energie der Wasserstoffbindung ist niedrig (10–40 kJ/mol) und wird hauptsächlich durch elektrostatische Wechselwirkung bestimmt.

Intermolekulare Wasserstoffbrückenbindungen bestimmen die Assoziation organischer Verbindungen, beispielsweise Alkohole.

Wasserstoffbrückenbindungen beeinflussen die physikalischen (Siede- und Schmelzpunkte, Viskosität, spektrale Eigenschaften) und chemischen (Säure-Base) Eigenschaften von Verbindungen. Somit liegt der Siedepunkt von Ethanol bei C 2 Stunden 5 OH (78,3 °C) ist deutlich höher als Dimethylether CH 3 OCH 3 (-24 °C), der das gleiche Molekulargewicht hat und nicht über Wasserstoffbrückenbindungen gebunden ist.

Wasserstoffbrückenbindungen können auch intramolekular sein. Diese Bindung im Salicylsäureanion führt zu einer Erhöhung seines Säuregehalts.

Wasserstoffbrückenbindungen spielen eine wichtige Rolle bei der Bildung der räumlichen Struktur hochmolekularer Verbindungen – Proteine, Polysaccharide, Nukleinsäuren.

2.3. Konjugierte Systeme

Eine kovalente Bindung kann lokalisiert oder delokalisiert sein. Bei einer lokalisierten Bindung handelt es sich um eine Bindung, deren Elektronen tatsächlich zwischen den beiden Kernen der gebundenen Atome geteilt werden. Wenn die Bindungselektronen auf mehr als zwei Kerne verteilt sind, spricht man von einer delokalisierten Bindung.

Eine delokalisierte Bindung ist eine kovalente Bindung, deren Molekülorbital mehr als zwei Atome umfasst.

Bei delokalisierten Bindungen handelt es sich in den meisten Fällen um π-Bindungen. Sie sind charakteristisch für gekoppelte Systeme. In diesen Systemen kommt es zu einer besonderen Art der gegenseitigen Beeinflussung von Atomen – der Konjugation.

Konjugation (Mesomerie, aus dem Griechischen. Mesos- Durchschnitt) ist die Ausrichtung von Bindungen und Ladungen in einem realen Molekül (Teilchen) im Vergleich zu einer idealen, aber nicht existierenden Struktur.

Die an der Konjugation beteiligten delokalisierten p-Orbitale können entweder zu zwei oder mehr π-Bindungen oder zu einer π-Bindung und einem Atom mit einem p-Orbital gehören. Dementsprechend unterscheidet man zwischen π,π-Konjugation und ρ,π-Konjugation. Das Konjugationssystem kann offen oder geschlossen sein und nicht nur Kohlenstoffatome, sondern auch Heteroatome enthalten.

2.3.1. Systeme mit offenem Kreislauf

π,π -Paarung. Der einfachste Vertreter π,π-konjugierter Systeme mit Kohlenstoffkette ist Butadien-1,3 (Abb. 2.6, a). Die Kohlenstoff- und Wasserstoffatome und damit alle σ-Bindungen in seinem Molekül liegen in derselben Ebene und bilden ein flaches σ-Gerüst. Kohlenstoffatome befinden sich im Zustand der sp2-Hybridisierung. Die unhybridisierten p-AOs jedes Kohlenstoffatoms liegen senkrecht zur Ebene des σ-Gerüsts und parallel zueinander, was eine notwendige Voraussetzung für ihre Überlappung ist. Überlappungen treten nicht nur zwischen p-AO der Atome C-1 und C-2, C-3 und C-4 auf, sondern auch zwischen p-AO der Atome C-2 und C-3, was zur Bildung eines einzelnen π führt vier Kohlenstoffatome abdeckendes System, d. h. es entsteht eine delokalisierte kovalente Bindung (siehe Abb. 2.6, b).

Reis. 2.6.Atomorbitalmodell des 1,3-Butadien-Moleküls

Dies spiegelt sich in Änderungen der Bindungslängen im Molekül wider. Die Länge der C-1-C-2- sowie C-3-C-4-Bindungen in 1,3-Butadien ist im Vergleich zu herkömmlichen Doppel- und C-Bindungen geringfügig erhöht und der Abstand zwischen C-2 und C-3 verkürzt Einfachbindungen. Mit anderen Worten: Der Prozess der Elektronendelokalisierung führt zu einer Angleichung der Bindungslängen.

Kohlenwasserstoffe mit eine große Anzahl Konjugierte Doppelbindungen kommen in der Pflanzenwelt häufig vor. Hierzu zählen beispielsweise Carotine, die die Farbe von Karotten, Tomaten etc. bestimmen.

Ein offenes Konjugationssystem kann auch Heteroatome umfassen. Ein Beispiel für offen π,π-konjugierte Systeme mit einem Heteroatom in der Kette Dabei können α,β-ungesättigte Carbonylverbindungen dienen. Zum Beispiel die Aldehydgruppe in Acrolein CH 2 =CH-CH=O ist Teilnehmer der Konjugationskette aus drei sp 2 -hybridisierten Kohlenstoffatomen und einem Sauerstoffatom. Jedes dieser Atome trägt ein p-Elektron zu einem einzelnen π-System bei.

pn-Pairing.Diese Art der Konjugation tritt am häufigsten in Verbindungen auf, die das Strukturfragment -CH=CH-X enthalten, wobei X ein Heteroatom mit einem freien Elektronenpaar (hauptsächlich O oder N) ist. Dazu gehören beispielsweise Vinylether, in deren Molekülen die Doppelbindung konjugiert ist R-Orbital des Sauerstoffatoms. Eine delokalisierte Dreizentrenbindung entsteht durch Überlappung zweier p-AO sp 2 -hybridisierter Kohlenstoffatome und eines R-AO eines Heteroatoms mit einem Paar n-Elektronen.

Die Bildung einer ähnlichen delokalisierten Dreizentrenbindung erfolgt in der Carboxylgruppe. Dabei sind die π-Elektronen der C=O-Bindung und die n-Elektronen des Sauerstoffatoms der OH-Gruppe an der Konjugation beteiligt. Konjugierte Systeme mit vollständig ausgerichteten Bindungen und Ladungen umfassen negativ geladene Spezies wie das Acetation.

Die Richtung der Elektronendichteverschiebung wird durch einen gebogenen Pfeil angezeigt.

Es gibt andere grafische Möglichkeiten, Pairing-Ergebnisse anzuzeigen. Somit geht die Struktur des Acetat-Ions (I) davon aus, dass die Ladung gleichmäßig auf beide Sauerstoffatome verteilt ist (wie in Abb. 2.7 gezeigt, was der Wahrheit entspricht).

Die Strukturen (II) und (III) werden verwendet in Resonanztheorie. Nach dieser Theorie wird ein reales Molekül oder Teilchen durch eine Reihe bestimmter sogenannter Resonanzstrukturen beschrieben, die sich lediglich in der Elektronenverteilung voneinander unterscheiden. In konjugierten Systemen leisten Strukturen mit unterschiedlichen Verteilungen der π-Elektronendichte den Hauptbeitrag zum Resonanzhybrid (der doppelseitige Pfeil, der diese Strukturen verbindet, ist ein besonderes Symbol der Resonanztheorie).

Grenzstrukturen gibt es nicht wirklich. Bis zu einem gewissen Grad „tragen“ sie jedoch zur tatsächlichen Verteilung der Elektronendichte in einem Molekül (Teilchen) bei, das als resonantes Hybrid dargestellt wird, das durch Überlagerung begrenzender Strukturen entsteht.

In ρ,π-konjugierten Systemen mit einer Kohlenstoffkette kann eine Konjugation auftreten, wenn sich neben der π-Bindung ein Kohlenstoffatom mit einem nicht hybridisierten p-Orbital befindet. Solche Systeme können Zwischenpartikel sein – beispielsweise Carbanionen, Carbokationen, freie Radikale mit Allylstruktur. Freiradikalische Allyleinheiten spielen eine wichtige Rolle bei den Prozessen der Lipidperoxidation.

Im Allylanion CH 2 =CH-CH 2 sp 2 -hybridisiertes Kohlenstoffatom C-3 liefert zum gemeinsamen Konjugat

Reis. 2.7.Elektronendichtekarte der COONA-Gruppe in Penicillin

System zwei Elektronen, im allylischen Radikal CH 2 =CH-CH 2+ - eins und im allylischen Carbokation CH 2 =CH-CH 2+ liefert keine. Dadurch entsteht bei der Überlappung der p-AO von drei sp 2 -hybridisierten Kohlenstoffatomen eine delokalisierte Dreizentrenbindung mit vier (im Carbanion), drei (im freien Radikal) und zwei (im Carbokation) Elektronen , jeweils.

Formal trägt das C-3-Atom im Allylkation eine positive Ladung, im Allylradikal ein ungepaartes Elektron und im Allylanion eine negative Ladung. Tatsächlich kommt es in solchen konjugierten Systemen zu einer Delokalisierung (Verteilung) der Elektronendichte, die zur Ausrichtung von Bindungen und Ladungen führt. Die C-1- und C-3-Atome in diesen Systemen sind äquivalent. Beispielsweise trägt in einem Allylkation jedes von ihnen eine positive Ladung+1/2 und ist durch eine anderthalbfache Bindung mit dem C-2-Atom verbunden.

Somit führt die Konjugation zu einem signifikanten Unterschied in der Elektronendichteverteilung in realen Strukturen im Vergleich zu den Strukturen, die durch herkömmliche Strukturformeln dargestellt werden.

2.3.2. Geschlossene Systeme

Von großem Interesse sind zyklisch konjugierte Systeme als Gruppe von Verbindungen mit erhöhter thermodynamischer Stabilität im Vergleich zu konjugierten Systemen. offene Systeme. Diese Verbindungen haben noch weitere besondere Eigenschaften, die in ihrer Gesamtheit kombiniert werden allgemeines Konzept Aromatizität. Dazu gehört die Fähigkeit solcher formal ungesättigter Verbindungen

an Substitutionsreaktionen statt an Additionen teilnehmen, Beständigkeit gegenüber Oxidationsmitteln und Temperatur.

Typische Vertreter aromatischer Systeme sind Arene und ihre Derivate. Die Besonderheiten der elektronischen Struktur aromatischer Kohlenwasserstoffe kommen im Atomorbitalmodell des Benzolmoleküls deutlich zum Ausdruck. Das Benzolgerüst wird durch sechs sp 2 -hybridisierte Kohlenstoffatome gebildet. Alle σ-Bindungen (C-C und C-H) liegen in derselben Ebene. Sechs unhybridisierte p-AOs liegen senkrecht zur Molekülebene und parallel zueinander (Abb. 2.8, a). Jede R-AO kann sich gleichermaßen mit zwei benachbarten überlappen R-AO. Als Ergebnis einer solchen Überlappung entsteht ein einzelnes delokalisiertes π-System, dessen höchste Elektronendichte oberhalb und unterhalb der Ebene des σ-Gerüsts liegt und alle Kohlenstoffatome des Zyklus abdeckt (siehe Abb. 2.8, b) . Die π-Elektronendichte ist im gesamten Kreissystem gleichmäßig verteilt, was durch einen Kreis oder eine gestrichelte Linie innerhalb des Kreises angezeigt wird (siehe Abb. 2.8, c). Alle Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen im Benzolring haben die gleiche Länge (0,139 nm) und liegen zwischen den Längen von Einfach- und Doppelbindungen.

Basierend auf quantenmechanischen Berechnungen wurde festgestellt, dass für die Bildung solch stabiler Moleküle ein flaches zyklisches System (4n + 2) π-Elektronen enthalten muss, wobei N= 1, 2, 3 usw. (Hückel-Regel, 1931). Unter Berücksichtigung dieser Daten kann der Begriff „Aromatizität“ präzisiert werden.

Eine Verbindung ist aromatisch, wenn sie einen planaren Ring und ein Konjugat aufweistπ -elektronisches System, das alle Atome des Zyklus abdeckt und enthält(4n+ 2) π-Elektronen.

Die Hückelsche Regel gilt für alle planaren kondensierten Systeme, in denen es keine Atome gibt, die von mehreren geteilt werden

Reis. 2.8.Atomorbitalmodell des Benzolmoleküls (Wasserstoffatome weggelassen; Erklärung im Text)

zwei Zyklen. Verbindungen mit kondensierten Benzolringen, wie Naphthalin und andere, erfüllen die Kriterien für Aromatizität.

Stabilität gekoppelter Systeme. Die Bildung eines konjugierten und insbesondere aromatischen Systems ist ein energetisch günstiger Prozess, da dadurch der Überlappungsgrad der Orbitale zunimmt und es zu einer Delokalisierung (Dispersion) kommt. R-Elektronen. In dieser Hinsicht weisen konjugierte und aromatische Systeme eine erhöhte thermodynamische Stabilität auf. Sie enthalten einen geringeren Vorrat an innerer Energie und nehmen im Grundzustand ein niedrigeres Energieniveau ein als nicht-konjugierte Systeme. Aus der Differenz zwischen diesen Niveaus kann man die thermodynamische Stabilität der konjugierten Verbindung, d. h. ihre, quantifizieren Konjugationsenergie(Delokalisierungsenergie). Für Butadien-1,3 ist sie gering und beträgt etwa 15 kJ/mol. Mit zunehmender Länge der konjugierten Kette nimmt die Konjugationsenergie und damit die thermodynamische Stabilität der Verbindungen zu. Die Konjugationsenergie für Benzol ist viel höher und beträgt 150 kJ/mol.

2.4. Elektronische Effekte von Substituenten 2.4.1. Induktiver Effekt

Eine polare σ-Bindung in einem Molekül verursacht eine Polarisierung benachbarter σ-Bindungen und führt zum Auftreten von Teilladungen an benachbarten Atomen*.

Substituenten bewirken eine Polarisation nicht nur ihrer eigenen, sondern auch benachbarter σ-Bindungen. Diese Art der Einflussübertragung von Atomen wird als induktiver Effekt (/-Effekt) bezeichnet.

Der induktive Effekt ist die Übertragung des elektronischen Einflusses von Substituenten infolge der Verschiebung von Elektronen von σ-Bindungen.

Aufgrund der schwachen Polarisierbarkeit der σ-Bindung lässt der induktive Effekt nach drei oder vier Bindungen im Stromkreis nach. Seine Wirkung ist am stärksten in Bezug auf das Kohlenstoffatom, das dem Substituenten benachbart ist. Die Richtung der induktiven Wirkung des Substituenten wird qualitativ durch Vergleich mit dem Wasserstoffatom beurteilt, dessen induktive Wirkung als Null angenommen wird. Grafisch wird das Ergebnis des /-Effekts durch einen Pfeil dargestellt, der mit der Position der Valenzlinie zusammenfällt und auf das elektronegativere Atom zeigt.

/V\stärker als das Wasserstoffatom, zeigtNegativinduktiver Effekt (-/- Effekt).

Solche Substituenten vermindern im Allgemeinen die Elektronendichte des Systems; sie werden genannt elektronenziehend. Dazu gehören die meisten funktionellen Gruppen: OH, NH 2, COOH, NEIN 2 und kationische Gruppen, zum Beispiel -NH 3+.

Ein Substituent, der die Elektronendichte im Vergleich zum Wasserstoffatom verschiebtσ -Bindungen zum Kohlenstoffatom der Kette, weist aufpositivinduktiver Effekt (+/- Effekt).

Solche Substituenten erhöhen die Elektronendichte in der Kette (oder im Ring) und werden aufgerufen Elektronendonor. Dazu gehören Alkylgruppen, die sich am sp 2 -hybridisierten Kohlenstoffatom befinden, und anionische Zentren in geladenen Teilchen, beispielsweise -O-.

2.4.2. Mesomerer Effekt

In konjugierten Systemen spielen die π-Elektronen delokalisierter kovalenter Bindungen die Hauptrolle bei der Übertragung elektronischer Einflüsse. Der Effekt, der sich in einer Verschiebung der Elektronendichte eines delokalisierten (konjugierten) π-Systems manifestiert, wird als mesomerer (M-Effekt) oder Konjugationseffekt bezeichnet.

Der mesomere Effekt ist die Übertragung des elektronischen Einflusses von Substituenten durch ein konjugiertes System.

In diesem Fall ist der Stellvertreter selbst Teilnehmer des gekoppelten Systems. Es kann in das Konjugationssystem entweder eine π-Bindung (Carbonyl-, Carboxylgruppen usw.) oder ein freies Heteroatom-Elektronenpaar (Amino- und Hydroxygruppen) oder ein freies oder mit einem Elektron gefülltes p-AO einführen.

Ein Substituent, der die Elektronendichte in einem konjugierten System erhöhtpositivmesomerer Effekt (+M-Effekt).

Der M-Effekt zeigt sich bei Substituenten, zu denen Atome mit einem freien Elektronenpaar (z. B. eine Aminogruppe in einem Anilinmolekül) oder eine vollständig negative Ladung gehören. Diese Substituenten sind fähig

auf die Übertragung eines Elektronenpaares auf ein gemeinsames konjugiertes System, d. h. sie sind es Elektronendonor.

Ein Substituent, der die Elektronendichte in einem konjugierten System senktNegativmesomerer Effekt (-M-Effekt).

Der M-Effekt in einem konjugierten System wird durch Sauerstoff- oder Stickstoffatome verursacht, die über eine Doppelbindung an ein Kohlenstoffatom gebunden sind, wie am Beispiel von Acrylsäure und Benzaldehyd gezeigt. Solche Gruppen sind elektronenziehend.

Eine Verschiebung der Elektronendichte wird durch einen gekrümmten Pfeil angezeigt, dessen Anfang anzeigt, welche p- oder π-Elektronen verdrängt werden, und dessen Ende die Bindung oder das Atom anzeigt, zu dem sie verdrängt werden. Der mesomere Effekt wird im Gegensatz zum induktiven Effekt durch ein System konjugierter Bindungen über eine viel größere Distanz übertragen.

Bei der Beurteilung des Einflusses von Substituenten auf die Verteilung der Elektronendichte in einem Molekül muss der resultierende Effekt induktiver und mesomerer Effekte berücksichtigt werden (Tabelle 2.2).

Tabelle 2.2.Elektronische Effekte einiger Substituenten

Elektronische Effekte von Substituenten ermöglichen es, die Verteilung der Elektronendichte in einem nicht reagierenden Molekül qualitativ zu beurteilen und seine Eigenschaften vorherzusagen.

Struktur des Kohlenstoffatoms

Derzeit wird die organische Chemie als die Chemie der Kohlenstoffverbindungen betrachtet, aber als Hommage an die Geschichte wird sie immer noch als organische Chemie bezeichnet. Daher ist es so wichtig, die Struktur des Atoms dieses Elements sowie die Art und räumliche Richtung der von ihm gebildeten chemischen Bindungen genauer zu betrachten.

Ein Kohlenstoffatom besteht aus einem Kern, der eine positive Ladung von +6 hat (da er sechs Protonen enthält), und einer Elektronenhülle, die sechs Elektronen enthält, die sich auf zwei Energieniveaus (Schichten) befinden:

Die tatsächliche Struktur des Kohlenstoffatoms ist viel komplexer als im Diagramm dargestellt.

Дело в том, что «живущий» в пространстве вокруг ядра электрон обладает одновременно свойствами и частицы (имеет массу 1/1840 от массы протона или нейтрона), и волны (способен к огибанию препятствий - дифракции, характеризуется определенной амплитудой, длиной волны, частотой колебаний usw.). Es ist unmöglich, die Position eines Elektrons im Raum um den Kern genau zu bestimmen. Sie sprechen daher von einer größeren oder geringeren Wahrscheinlichkeit, dass sich ein Elektron in einem bestimmten Raumbereich befindet. Wenn wir ein Atom fotografieren könnten und sich die Position des Elektrons als Punkt im Bild widerspiegeln würde, dann würden wir bei der Überlagerung einer großen Anzahl solcher Aufnahmen das Bild einer Elektronenwolke erhalten. Je größer die Dichte dieser Wolke ist, desto wahrscheinlicher ist es, dass sich in dieser Region ein Elektron befindet. Der Raum um den Kern, der 90 % der Elektronenwolke enthält, wird Orbital genannt. Das bedeutet, dass sich das Elektron zu 90 % der Zeit in diesem begrenzten Raum aufhält. Im Folgenden werden wir die Begriffe „Orbital“ und „Wolke“ als gleichbedeutend verstehen.

Das Kohlenstoffatom hat zwei Arten von Orbitalen: sphärische s-Orbitale und p-Orbitale in Form einer Hantel oder einer dreidimensionalen Acht (Abb. 2).

Diese Orbitale unterscheiden sich nicht nur in ihrer Form, sondern auch in ihrem Abstand vom Atomkern. Je weiter ein Orbital vom Kern entfernt ist, desto mehr Energie hat das Elektron in diesem Orbital. Die Energie eines Elektrons ist das wichtigste Merkmal seines Zustands. Darüber hinaus, und das ist sehr wichtig, kann die Energie eines Elektrons in einem Atom nur bestimmte Werte annehmen und das Elektron selbst kann ein Orbital in einer bestimmten Entfernung vom Kern besetzen. Diese Orbitale unterscheiden sich in ihrer Energiereserve (Niveau).

Um die Energieniveaus zu unterscheiden, werden sie in der Reihenfolge ihrer Entfernung vom Kern nummeriert. Am nächsten am Kern – zuerst (1), dann zweitens (2) usw.

In einem Kohlenstoffatom ist die erste Ebene ein s-Orbital, das zwei Elektronen enthält. Das zweite Energieniveau des Kohlenstoffatoms enthält ebenfalls ein s-Orbital, aber größere Größe, da die Energiereserve der Elektronen darauf höher ist als die der Elektronen der ersten Ebene sowie drei p-Orbitale. Dabei handelt es sich um hantelförmige Orbitale gleicher Größe, die wie die Koordinatenachsen x, y und z senkrecht zueinander stehen (siehe Abb. 2). Jedes Orbital kann mit zwei Elektronen besetzt sein, allerdings mit entgegengesetzten Spinwerten.

Spin (von englisch to spin – drehen) ist Ihr eigenes magnetisches Moment Elektron (als 1925 das Konzept des „Spins“ eingeführt wurde, ging man davon aus, dass magnetische Eigenschaften Das Elektron als geladenes Teilchen entsteht durch seine Rotation um die eigene Achse. Der Spin eines Elektrons entsteht nur, wenn es mit anderen Elektronen und mit der Außenwelt wechselwirkt Magnetfeld. Spin kann nur zwei Werte haben – positiv und negativ.

Um sich die Anordnung der Elektronen in einem Atom vorzustellen, müssen wir bedenken, dass jedes Elektron die energetisch günstigste Position einnimmt, an der seine Energiereserve am kleinsten ist. Es ist stets bestrebt, die kernnächste Position einzunehmen und in ein Orbital einfacherer Form zu gelangen (z. B. zuerst in das s-Orbital und dann in das p-Orbital). Und wenn es innerhalb einer Ebene mehrere identische Orbitale gibt, werden die Elektronen zunächst jeweils in einem separaten Orbital mit den gleichen Spins platziert, und dann paarweise, aber mit entgegengesetzten Spins. Dementsprechend lautet die elektronische Formel des Kohlenstoffatoms 1s 2 2s 2 2p 2.

Sehr oft wird der Aufbau der Elektronenhüllen von Atomen mithilfe elektronengrafischer Formeln dargestellt. In ihnen wird jedes Orbital durch eine Zelle bezeichnet; jedes Elektron - ein Pfeil; Die Richtung des Pfeils entspricht der Richtung des Spins.

Lassen Sie uns die elektronischen Grafikformeln von Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen darstellen:

Die Wertigkeit eines chemischen Elements wird am häufigsten durch die Anzahl ungepaarter Elektronen bestimmt. Das Kohlenstoffatom verfügt, wie aus der Elektronengraphikformel hervorgeht, über zwei ungepaarte Elektronen, daher können unter ihrer Beteiligung zwei Elektronenpaare gebildet werden, die zwei kovalente Bindungen eingehen. Allerdings ist Kohlenstoff in organischen Verbindungen nicht zweiwertig, sondern immer vierwertig. Dies kann durch die Tatsache erklärt werden, dass im angeregten (zusätzliche Energie erhaltenen) Atom die 2s-Elektronen gepaart sind und eines von ihnen in das 2p-Orbital wandert:

Ein solches Atom verfügt über vier ungepaarte Elektronen und kann an der Bildung von vier kovalenten Bindungen beteiligt sein.

Damit eine kovalente Bindung entsteht, muss das Orbital eines Atoms das Orbital eines anderen Atoms überlappen. Darüber hinaus ist die Verbindung umso stärker, je größer die Überlappung ist.

Chemische Bindungen, die durch überlappende Elektronenorbitale entlang einer Bindungslinie entstehen, werden Ϭ-Bindungen (Sigma-Bindungen) genannt.