Vazby v organických sloučeninách

Historie teorie uhlíkových vazeb v organických sloučeninách

Již v roce 1858 dva vědci, August Kekule a Archibald Couper, vydali nezávislé práce, ve kterých tvrdili, že atom uhlíku ve všech organických sloučeninách je schopen připojit čtyři substituenty. Poté bylo definováno, že uhlík má čtyři centra afinity s jinými jednotkami, což v praxi znamenalo, že čtyřvalenční atomy uhlíku jsou schopny vytvářet čtyři chemické vazby, což vede ke vzniku stabilních sloučenin. August Kekule také tvrdil, že atomy uhlíku se mohou vzájemně spojovat a vytvářet delší uhlíkové řetězce. Dalším krokem byly teorie o možné existenci vícenásobných vazeb. Alexander Crum Brown navrhl existenci dvojné vazby C=C v ethylenu, zatímco Emil Erlenmeyer – existenci trojné vazby C≡C v molekule acetylenu. V roce 1865 Kekule přinesl další příspěvek tím, že vyvinul koncept atomů uhlíku spojujících se nejen jednoduchým způsobem, ale také ohýbáním a uzavíráním do prstenců. V roce 1874 Jacobus vant’t Hoff a Joseph Le Bel zavedli další dimenzi do chemie molekul tím, že předpokládali, že uhlíkové vazby existující v prostoru nejsou orientovány chaotickým způsobem, ale mají specifické prostorové uspořádání. Tímto způsobem jsme dospěli k aktuálně existujícímu modelu čtyřmocného atomu uhlíku, jehož vazby v prostoru tvoří čtyřstěn a jeho rohy jsou uspořádány nejen na rovině, ale také před a za rovinou přímky pozorovatele.

Proč vznikají chemické vazby?

Atomy se navzájem spojují, aby byla vytvořená molekula co nejstabilnější. Taková forma je odolnější a má nižší energii než jednotlivé atomy samostatně. Při vytvoření chemické vazby se energie systému uvolní a sníží. Analýza vzniku těchto vazeb je také založena na informaci o stavu jejich elektronového valenčního obalu. Faktem je, že nejvyšší stabilitu vykazují ty prvky, které mají v tomto obalu oktet, zatímco prvky, které nemají oktet ve volném stavu, jsou náchylné k přijetí elektronové konfigurace vzácného plynu . V závislosti na skupině může cesta k tomuto stavu vyžadovat například ztrátu elektronu. Množství energie potřebné k provedení takové operace je definováno ionizační energií ( _Ej ).

Iontové vazby

Kovy umístěné na levé straně periodické tabulky mají tendenci produkovat kladné ionty (kationty) vydáváním svých elektronů. Naopak halogeny a další reaktivní nekovy přitahují další elektrony, a tak produkují záporné ionty (anionty). Klíčovým prvkem, který ovlivňuje chování atomů vůči elektronům, je jejich elektronová afinita ( _Epe ), která je specifická pro každý z analyzovaných atomů. Elektron připojený k většině prvků způsobuje uvolnění energie, takže většina hodnot _Epe je záporná. Iontová vazba je nejjednodušší případ pro analýzu – existuje mezi kovem s nízkou hodnotou Ej a _nekovem s vysokou absolutní hodnotou _Epe .

Atomová vazba

Prvky umístěné uprostřed periodické tabulky nemohou díky své elektronové konfiguraci vytvářet iontové vazby. Uhlík, prvek nejdůležitější pro organickou chemii, vezmeme-li v úvahu nejjednodušší strukturu metanu (CH ₄ ), má následující konfiguraci: 1s ¹ 2s ² 2p ² , takže by pro něj bylo velmi obtížné přijmout nebo odevzdat elektrony. dosáhnout konfigurace vzácného plynu. Atomy tohoto typu působí jiným způsobem, sdílením svých elektronů s jinými atomy. Takové schéma poprvé navrhl Gilbert N. Lewis v roce 1916. Vazba se nazývala kovalentní vazba a soubor atomů, které jsou s ní spojeny, se nazýval molekula. Způsob prezentace zápisu takových vazeb je založen na Lewisových strukturních vzorcích, ve kterých jsou valenční elektrony reprezentovány tečkami. Nejvyšší molekulární stability je dosaženo, když konfigurace atomu dosáhne elektronové konfigurace vzácného plynu a jeho valenční s- a p-orbitaly jsou vyplněny. Počet atomových vazeb, které je možné vytvořit, závisí na počtu valenčních elektronů atomu. Pokud atom obsahuje jeden, dva nebo tři valenční elektrony, pak toto je počet vazeb, které může vytvořit. Pokud má atom čtyři nebo více valenčních elektronů, vytváří tolik vazeb, kolik stačí k naplnění s- a p-úrovní jejich obalů, dokud není dosaženo oktetu.

Teorie valenčních vazeb

Předpokládá, že chemická vazba atomového typu vzniká, když se atomy k sobě přiblíží na takovou vzdálenost, že se jejich jednotlivě vyplněné orbitaly překrývají. Takto spárované elektrony jsou přitahovány k jádrům obou atomů, přičemž se navzájem spojují. Síla takové vazby do značné míry závisí na tom, do jaké míry se orbitaly překrývají: čím větší překrytí, tím silnější vazba. To nás vede k dalšímu bodu teorie: orientaci vazeb v případě překrývání orbitalů jiných než s. Pokud existuje interakce, například mezi 2p- a 1s-orbitalem, je vyvinuta podél osy směrového p-orbitalu. Na základě tvaru překrývajících se orbitalů můžeme získat i průřez vazby. Uveďme příklad: pokud dva atomy vodíku sdílejí elektrony z orbitalu s ve tvaru koule, průřez této vazby bude také kruh a symetrie vazby HH bude válcová. Vazba tvořená frontálním překrytím orbitalů podél linie mezi jádry je sigma (σ) vazba, která je nejběžnější. Další je vazba pí (π), která je výsledkem překrytí individuálně vyplněných 2p-orbitalů. Zabraňuje rotaci například kolem CC vazby. Je slabší než sigma vazba a snáze se přetrhne, díky čemuž je reaktivnější. Nejdůležitější předpoklady teorie valenčních vazeb jsou následující:

1. Atomové vazby mohou vznikat díky překrytí molekulárních orbitalů, které mají jeden elektron s opačným spinem.
2. Každý atom, který se účastní tvorby vazby, si zachovává své atomové orbitaly, zatímco elektronový pár umístěný v překrývajících se orbitalech je sdílený.
3. Čím více se orbitaly překrývají, tím silnější je chemická vazba.

Termíny jako síla vazby nebo délka vazby jsou specifické pro každou atomovou vazbu. Síla – definuje množství energie, která musí být dodána systému, aby se molekula rozbila na atomy. Lze ji vypočítat porovnáním energie stabilního produktu s energií substrátu. Pokud například spojení atomů vodíku způsobí uvolnění molekuly 436 kJ/mol, energie produktu bude o tuto hodnotu nižší a to bude síla vazby. Abychom to prolomili, museli bychom dodat alespoň takové množství energie. Délka vazby se vztahuje k optimální vzdálenosti určené mezi jádry. Pokud jsou příliš blízko, odtlačí se od sebe díky svému kladnému náboji. Pokud jsou od sebe příliš daleko, nebudou moci sdílet své vazebné elektrony.

Teorie molekulových orbitalů

Předpokládá definici atomových vazeb jako matematické kombinace vlnových funkcí, které tvoří molekulární orbitaly. Jsou považovány za součásti celé molekuly, nikoli konkrétního atomu. Proto molekulární orbital definuje část v prostoru molekuly, kde jsou elektrony nejpravděpodobněji přítomny. Stejně jako v případě atomových orbitalů jsou charakteristické hodnoty velikost, tvar a energie. Na rozdíl od nich mohou molekulární orbitaly interagovat dvěma různými způsoby: aditivně nebo subtraktivně. Vezmeme-li jako příklad molekulu vodíku, pokud se orbitaly spojí aditivně, jejich tvar bude připomínat vejce. Subtraktivní spojování způsobí vzájemné odečítání těchto orbitalů a prostor mezi jádry bude obsahovat pouze uzel vlnové funkce, což má za následek nízkou hustotu elektronového mraku a nedostatek výplně. V případě aditivního spojování je energie orbitalu nižší než energie jednotlivých 1s-orbitalů atomu vodíku a tvoří vazebný orbital. Energie orbitalu vzniklého subtraktivní kombinací je vyšší než energie jednotlivých atomových orbitalů a takový orbital se označuje jako antivazebný orbital. To je způsobeno skutečností, že elektrony přítomné v takovém orbitalu se nemohou nacházet v prostoru uzlů a v důsledku toho nejsou schopny vytvářet vazby. Mezi základní předpoklady teorie molekulárních orbitalů patří následující:

1. Molekulární orbitaly jsou stejnou částí v molekulách jako atomové orbitaly v atomech. Protože je lze popsat, můžeme prezentovat prostorovou část v molekule, kde jsou elektrony nejpravděpodobněji přítomny. Každý molekulární orbital má svou specifickou velikost, tvar a energetickou hladinu.
2. Molekulární orbitaly vznikají přeměnou atomových orbitalů. Jejich počet se rovná počtu přítomných atomových orbitalů, které vytvořily kombinace.
3. V závislosti na energii molekulárního orbitalu ve vztahu k atomovým orbitalům mohou být vazebné nebo nevazbové. Pokud je energie vytvořeného molekulárního orbitalu nižší, jedná se o vazebné orbitaly; pokud je vyšší, jedná se o nevazbové orbitaly.