Урок 3. Химическая связь в органических соединениях
план-конспект урока по химии (10 класс) на тему

Строение атома углерода

На основании положения в периодической системе можно представить строение атома углерода схемой, иллюстрирующей распределение шести его электронов вокруг ядра по двум энергетическим уровням (электронным слоям):

Поведение электрона в атоме имеет ряд особенностей: он движется с огромной скоростью, не имеет определенной траектории движения, его состояние в атоме характеризуется некоторой частью пространства вокруг ядра, в которой наиболее вероятно его нахождение. Эту часть пространства называют атомной орбиталью (для упрощения — орбиталью).

Форма орбитали может быть различной. У атома углерода таких разновидностей две. Орбиталь, имеющую сферическую форму, называют s-орбиталью. Орбиталь в форме объемной восьмерки (или гантели) называют р-орбиталью.

Первый энергетический уровень (самый близкий к ядру) атома углерода образован единственной s-орбиталью, второй содержит одну s-орбиталь (большего диаметра) и три р-орбитали, оси которых взаимно перпендикулярны.

Форма и расположение в пространстве s-орбитали

Форма и расположение в пространстве р-орбиталей

Было установлено, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов. Электроны заполняют орбитали атома в порядке увеличения их энергии. Чем дальше электроны от ядра, тем выше уровень их энергии, тем слабее они притягиваются к ядру. Из орбиталей одного энергетического уровня наименьшую энергию имеет s-орбиталь, а электроны р-орбиталей обладают одинаковым значением энергии.

Первый энергетический уровень атома углерода полностью заполнен: s-орбиталь занимают два электрона. Условно это отображается так: 1s2.

Оставшиеся 4 электрона занимают второй энергетический уровень: два — на s-орбитали, два — на р-орбиталях. Условно это отображается так: 2s2 2p2. Причем на р-орбиталях электроны не спарены (ведь электроны взаимно отталкиваются). Третья р-орбиталь осталась вакантной.

Электронная конфигурация атома углерода в основном состоянии выглядит так:6С  1s22s2 2p2.

Однако при образовании химических связей выделяется некоторое количество энергии, достаточное для перехода одного из электронов с  2s-орбитали  на вакантную 2р-орбиталь. В таком, возбужденном, состоянии атом углерода С*имеет 4 непарных электрона, может образовывать 4 ковалентные связи, т. е. является четырехвалентным: 6С*  1s2 2s1 2р3.

Изобразим атомную орбиталь в виде клеточки , а электрон — в виде 
стрелочки ↑.

Представим строение атома углерода электронно-графической формулой:

Электроны внешнего слоя (и занимаемые ими орбитали), принимающие участие в образовании химических связей, называют валентными.

Модель валентных орбиталей атома углерода

Образование ковалентных связей

Ранее было отмечено, что в органических соединениях, являющихся в основе своей соединениями неметаллов С, Н, О, N, галогенов, — связь ковалентная.

Ковалентная химическая связь — это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар.

Например, при сближении двух атомов водорода происходит перекрывание их валентных атомных орбиталей и образуется общая электронная пара за счет объединения неспаренных электронов. В результате каждый атом достигает завершенности внешнего электронного слоя:

Орбиталь

Орбиталь — определенная область пространства вокруг атомного ядра, в которой с наибольшей вероятностью пребывает конкретный электрон.

Дополнительная информация

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму на примере иона аммония

Образование ковалентной связи может происходить и другим способом: один атом предоставляет электронную пару (донор), а другой — свободную орбиталь (акцептор).

По донорно-акцепторному механизму образуется одна из ковалентных связей в ионе аммония NH4+:

Еще три связи в ионе аммония образованы благодаря созданию общих электронных пар атомом азота и атомами водорода (с участием неспаренных электронов). Но все четыре связи N—H в катионе аммония равноценны.

В приведенных примерах между атомами образовывалась одна общая пара электронов — одинарная связь. Такая связь называется (сигма)-связью.

-связь образуется в результате перекрывания валентных орбиталей двух атомов на линии, соединяющей их ядра (осевое перекрывание).

Подобным образом могут перекрываться две s, две р, s и р и другие атомные орбитали.

p–орбитали взаимодействующих атомов могут располагаться не по направлению друг к другу (как это происходит при образовании -связей), а параллельно.

В этом случае происходит боковое перекрывание валентных орбиталей взаимодействующих атомов, образуется -связь.

-связь образуется в результате перекрывания р-орбиталей взаимодействующих атомов с двух сторон относительно линии, соединяющей их ядра.

В органических соединениях (как и неорганических) между атомами могут образовываться не только одинарные, но и двойные, и тройные связи, их еще называют кратными.

Кратные связи

Кратные связи — двойные и тройные связи:

двойная связь состоит из одной -связи и одной -связи,

тройная связь состоит из одной -связи и двух -связей.

Одинарная связь образуется одной парой электронов, это всегда σ-связь.

Двойная связь образуется двумя парами электронов и состоит из одной -связи и одной -связи.

Тройная связь образуется тремя парами электронов и состоит из одной
-связи и двух -связей.

Дополнительная информация

Примеры веществ с кратной связью

Примеры веществ с кратной связью

1. В молекуле хлорметана CH3Cl только одинарные σ-связи, каждая образована одной общей парой электронов: 

2. В молекулах серы S и этилена С2H4 — двойные связи, образованные двумя общими парами электронов:

3. В молекулах азота N2 и ацетилена С2H2 — тройные связи, образованные тремя общими парами электронов:Тройная связь состоит из одной σ и 2 π-связей.

Двойные связи в природе

В помидорах и фруктах обнаружен углеводород ликопин — кристаллы красного цвета. В углеродной цепочке молекул этого вещества имеется 13 двойных связей.

Свойства ковалентных связей

Энергия связи

Энергия связи — та энергия, которая необходима для разрушения данной химической связи в 1 моль вещества (измеряется в кДж/моль).

В химических реакциях одни связи разрушаются, другие образуются.

Поэтому от свойств ковалентных связей в молекулах органических соединений будут зависеть и химические свойства органических веществ в целом.

1. Важнейшее свойство химической связи — энергия связи — мера ее прочности.

Энергия связи (Е) — это та энергия, которая необходима для разрушения данной химической связи в 1 моль вещества. Измеряется в кДж/моль.

ЕС–Н = 410 кДж/моль > ЕС–С = 369 кДж/моль, следовательно, связь С—Н прочнее.

Чем больше кратность связи, тем, очевидно, прочнее связь.

Дополнительная информация

Сравнение энергий связей разной кратности

Сравнение энергий связей разной кратности

На этой диаграмме вы видите в сравнении энергии одинарной (в этане СН3—СН3), двойной (в этилене СН2 = СН2), тройной (в ацетилене СН ≡ СН) связей.

Диаграмма энергий связей

2. Каждая химическая связь характеризуется длиной.

Длина связи ( I ) — это расстояние между центрами ядер связанных атомов, которое измеряется в нанометрах (1 нм = 10–9 м) или пикометрах (1 пм = 10–12 м).

Чем меньше длина связи, тем связь прочнее.

Сравним длины связей C—Cl, C—Br, C—I и их прочность. Так как радиусы атомов (R) увеличиваются от Cl к I (см. положение элементов в периодической системе химических элементов), то

I C–Cl < I C–Br < I C–I , а  Е С–Cl > Е С–Br > Е С–I.

Дополнительная информация

Длина связи

Длина связи

Длины связей во времени несколько изменяются, однако средние значения сохраняются. Длина связи между двумя определенными атомами зависит от того, с какими другими атомами они связаны. Например, длина связи С—С в зависимости от окружения изменяется в пределах 0,154 — 0,146 нм.

Длина и прочность связи в молекулах галогеноводородов

Еще один пример влияния длины связи на ее прочность.

3. Ковалентные связи могут быть полярными и неполярными.

Полярность связи — это смещение общих электронных пар к атому, имеющему большую электроотрицательность (ЭО).

Смещение электронной плотности по σ-связям изображают стрелкой, направленной острием к более ЭО атому, а возникающие при этом неполные (частичные) заряды на атомах обозначают значком δ (греч. «дельта»). Смещение электронной плотности π-связей изображают изогнутыми стрелками.

Ковалентные полярные связи

Дополнительная информация

Поляризуемость связи

Поляризуемость связи

Важной характеристикой ковалентных связей является также их поляризуемость, т. е. способность изменять свою полярность под действием внешнего электромагнитного поля. Такое влияние будут оказывать и соседние атомы, и частица, приближающаяся в ходе химической реакции. Поэтому знание о поляризуемости связи помогает судить о ее реакционной способности.

Валентность. Насыщаемость ковалентной связи

Ковалентная связь характеризуется насыщаемостью, т. е. атомы образуют строго определенное количество ковалентных связей. Углерод С образует четыре связи, четырехвалентен, водород Н — только одну, он одновалентен и т. д. Поэтому состав молекул (кроме полимеров) постоянный.

Валентные возможности атомов (количество образуемых им ковалентных связей) определяются в первую очередь числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химической связи. Напомним, что в образовании химических связей могут принимать участие электроны внешних (а иногда и предвнешних) уровней. Такие электроны и называют валентными. При этом следует учитывать основное и возбужденное состояние атома.

Например, атом фосфора в основном состоянии имеет 3 неспаренных электрона на 3р-подуровне внешнего слоя:

Получив дополнительную энергию, атом фосфора может перейти в возбужденное состояние, при этом происходит переход одного электрона с 3s-подуровня на 3d-подуровень:

Валентность фосфора при этом изменяется с трех до пяти.

Если вы познакомились с донорно-акцепторным механизмом образования ковалентной связи, то узнали и две другие валентные возможности атомов: наличие неподеленных электронных пар и наличие свободных орбиталей на внешнем слое.

Геометрия молекул

Направленность связей

Направленность связей — определенное расположение в пространстве областей перекрывания атомных орбиталей по отношению к взаимодействующим атомам.

И кто может сказать, что вы еще узнаете, что откроете нового, еще более необычного. Умейте только видеть и удивляться.

И.В. Петрянов

Концепция гибридизации Л. Полинга

В многоатомных молекулах (и других частицах) важна еще одна характеристика связи — ее направленность, т. е. вполне определенное расположение областей перекрывания орбиталей по отношению к взаимодействующим атомам, что влияет на пространственное строение (геометрию) молекул.

Лайнус Полинг

Для объяснения направленности ковалентных связей в многоатомных молекулах используют модель гибридизации орбиталей, предложенную американским физиком и химиком Лайнусом Полингом в 1931 году.

Гибридизация — это процесс получения гибридов. Гибрид — животное или растение, полученное от скрещивания представителей разных пород, сортов и т. п. (С.И. Ожогов «Словарь русского языка».)

Мул — гибрид лошади и осла

Мул — гибрид лошади и осла. Грейпфрут — гибрид лимона и апельсина.

Сущность концепции гибридизации заключается в допущении того, что в процессе образования химических связей происходит смешение различавшихся по форме и близких по энергии разных атомных орбиталей с появлением новых гибридных. В результате валентные электроны оказываются на одинаковых гибридных орбиталях.

Количество гибридных орбиталей равно количеству орбиталей, участвующих в гибридизации.

Гибридные орбитали имеют более высокий уровень энергии, чем исходные.

Но гибридные орбитали эффективнее перекрываются с орбиталями других атомов, образуя более прочные связи!

Гибридные орбитали участвуют в образовании -связей. Направленность
-связей определяет геометрию молекул и других частиц.

Гибридизация орбиталей

Гибридизация орбиталей — смешение валентных атомных орбиталей разных по форме и близких по энергии с образованием гибридных орбиталей, одинаковых по форме и энергии.

Типы гибридизации атомов углерода

Для атома углерода возможны три типа гибридизации (sp3, sp2, sp) в зависимости от числа других атомов, с которыми он соединяется.

sp3–гибридизация

Если атом углерода образует химические связи с 4-мя другими атомами, то гибридизации подвергаются все 4 его валентные орбитали и образуются 4 одинаковые гибридные орбитали. Гибридные орбитали имеют асимметричную форму и вытянуты в сторону атомов, с которыми образуется связь:

Посмотрите, как можно представить образование четырех -связей в молекуле метана СН4.

sp3-гибридные орбитали располагаются в пространстве симметрично и направлены в вершины тетраэдра. Угол между связями, или валентный угол, составляет 109,5º и называется тетраэдрическим.

sp2–гибридизация

Если атом углерода образует химические связи с тремя другими атомами, то гибридизации подвергаются только 3 его валентные орбитали:

Модель этого процесса гибридизации:

Посмотрите, как можно представить образование связей в молекуле этилена С2Н4, структурная формула которого:

sp2-орбитали каждого атома углерода направлены под углом 120о (валентный угол), участвуют в образовании -связей. Центры ядер всех атомов расположены в одной плоскости (левая схема). Негибридизованные р-орбитали ориентированы перпендикулярно плоскости -связей и участвуют в образовании -связи (правая схема).

sp–гибридизация

Если атом углерода образует химические связи с 2-мя другими атомами, то гибридизации подвергаются только 2 его валентные орбитали:

Модель этого процесса гибридизации:

Посмотрите, как можно представить образование связей в молекуле ацетилена С2Н2, структурная формула которого Н—С ≡ С—Н.

sp-орбитали каждого атома углерода направлены под углом 180о, расположены вдоль одной линии и участвуют в образовании -связей (левая схема). Две негибридизованные р-орбитали взаимно перпендикулярны и участвуют в образовании двух -связей (правая схема).

Дополнительная информация

Модели молекул

Следует различать модели строения молекул, приводимые в тексте. Например, для молекулы метана:

Световое излучение возбужденных атомов

Такие частицы отличаются особыми свойствами:

Предсказание геометрии молекулы

Сравним геометрическую форму молекул метана СН4, этилена С2Н4, ацетилена С2Н2.

Геометрическая форма молекул

Молекула метана — объемная тетраэдрическая, молекула этилена плоская, молекула ацетилена линейная.

Вывод: форма молекул определяется направленностью -связей, которая обусловлена типом гибридизации атома углерода.

Определить тип гибридизации атомов углерода, а следовательно предсказать пространственное строение молекулы, можно двумя способами.

Применим эти обобщенные выводы для определения типа гибридизации каждого атома углерода в молекуле, структурная формула которой

Необходимо также указать значения валентных углов (углов между направлениями -связей атома углерода).

Сначала напишем полную структурную формулу этого соединения, прономеруем атомы углерода

Ответы и пояснения к ним оформим в виде таблицы.

Итоги урока и повторение новых понятий

Строение атома углерода

Валентность атомов углерода в органических соединениях равна четырем. Это объясняется его электронным строением: в возбужденном состоянии атом углерода С* имеет 4 непарных электрона и может образовывать 4 ковалентные связи.

Образование связей

В органических соединениях связь преимущественно ковалентная, она образуется между атомами с помощью общих электронных пар.

Ковалентная связь, образованная одной общей парой электронов —одинарная, двумя общими парами электронов — двойная, тремя общими парами электронов — тройная.

По способу перекрывания валентных орбиталей различают - и -связи.

Одинарная связь — всегда -связь.

Двойная связь — комбинация -связии -связи.

Тройная связь — комбинация -связии двух -связей.

Свойства ковалентной связи