Bindingen in organische verbindingen

Geschiedenis van de theorie van koolstofbindingen in organische verbindingen

Al in 1858 brachten twee wetenschappers, August Kekule en Archibald Couper, onafhankelijke werken uit waarin ze beweerden dat het koolstofatoom in alle organische verbindingen in staat is om vier substituenten te binden. Vervolgens werd gedefinieerd dat koolstof vier centra van affiniteit had met andere eenheden, wat in de praktijk betekende dat vierwaardige koolstofatomen in staat zijn om vier chemische bindingen te produceren, wat leidt tot de vorming van stabiele verbindingen. August Kekule heeft ook beweerd dat koolstofatomen met elkaar kunnen verbinden om langere koolstofketens te produceren. De volgende stap waren theorieën over het mogelijke bestaan van meerdere bindingen. Alexander Crum Brown stelde het bestaan van een dubbele C=C-binding in ethyleen voor, terwijl Emil Erlenmeyer het bestaan van een drievoudige C≡C-binding in het acetyleenmolecuul voorstelde. In 1865 leverde Kekule nog een bijdrage door het concept van koolstofatomen te ontwikkelen, niet alleen op een eenvoudige manier, maar ook door te buigen en te sluiten om ringen te vormen. In 1874 introduceerden Jacobus vant’t Hoff en Joseph Le Bel een andere dimensie in de chemie van moleculen door aan te nemen dat koolstofbindingen die in de ruimte bestaan niet op een chaotische manier georiënteerd zijn, maar een gespecificeerde ruimtelijke ordening hebben. Op deze manier zijn we gekomen tot het momenteel bestaande model van het vierwaardige koolstofatoom, waarvan de bindingen in de ruimte een tetraëder vormen, en de hoeken ervan zijn niet alleen op een vlakke lijn gerangschikt, maar ook voor en achter het vlak van de lijn van de waarnemer.

Waarom worden chemische bindingen gevormd?

Atomen binden zich aan elkaar om het geproduceerde molecuul zo stabiel mogelijk te maken. Zo’n vorm is duurzamer en heeft een lagere energie dan afzonderlijke atomen. Bij de vorming van een chemische binding wordt de energie van het systeem vrijgegeven en verminderd. De analyse van de vorming van dergelijke bindingen is ook gebaseerd op de informatie over de toestand van hun elektronenvalentieschil. Het feit is dat de hoogste stabiliteit wordt getoond door die elementen die een octet in die schaal hebben, terwijl de elementen die geen octet in een vrije toestand hebben, geneigd zijn de elektronenconfiguratie van een edelgas aan te nemen. Afhankelijk van de groep kan het pad naar die toestand bijvoorbeeld het verlies van een elektron vereisen. De hoeveelheid energie die nodig is om een dergelijke bewerking uit te voeren, wordt bepaald door de ionisatie-energie ( _Ej ).

Ionische bindingen

De metalen aan de linkerkant van het periodiek systeem hebben de neiging om positieve ionen (kationen) te produceren door hun elektronen af te geven. Integendeel, halogenen en andere reactieve niet-metalen trekken extra elektronen aan en produceren zo negatieve ionen (anionen). Het belangrijkste element dat het gedrag van atomen ten opzichte van elektronen beïnvloedt, is hun elektronenaffiniteit (E _pe ), die specifiek is voor elk van de geanalyseerde atomen. Een elektron dat zich aan de meeste elementen hecht, veroorzaakt het vrijkomen van energie, dus de meeste _Epe- waarden zijn negatief. De ionische binding is het eenvoudigste geval voor analyse – het bestaat tussen een metaal met een lage E _j -waarde en een niet-metaal met een hoge absolute E _pe -waarde.

De atoombinding

De elementen die zich in het midden van het periodiek systeem bevinden, kunnen vanwege hun elektronenconfiguratie geen ionische bindingen vormen. Koolstof, het belangrijkste element voor de organische chemie, als we kijken naar de eenvoudigste structuur van methaan (CH ₄ ), heeft de volgende configuratie: 1s ¹ 2s ² 2p ² , dus het zou erg moeilijk zijn om elektronen te accepteren of af te staan om de configuratie van een edelgas te bereiken. De atomen van dit type werken op een andere manier, door hun elektronen te delen met andere atomen. Een dergelijk schema werd voor het eerst voorgesteld door Gilbert N. Lewis in 1916. De binding werd de covalente binding genoemd en de reeks atomen die eraan was gekoppeld, werd het molecuul genoemd. De methode om de notatie van dergelijke bindingen weer te geven is gebaseerd op de structuurformules van Lewis, waarin de valentie-elektronen worden weergegeven door stippen. De hoogste moleculaire stabiliteit wordt bereikt wanneer de configuratie van het atoom de elektronenconfiguratie van een edelgas bereikt en de valentie s- en p-orbitalen gevuld zijn. Het aantal atomaire bindingen dat gevormd kan worden hangt af van het aantal valentie-elektronen van het atoom. Als het atoom één, twee of drie valentie-elektronen bevat, dan is dit het aantal bindingen dat het kan produceren. Als het atoom vier of meer valentie-elektronen heeft, produceert het zoveel bindingen als voldoende is om de s- en p-niveaus van hun schillen te vullen, totdat een octet is bereikt.

De theorie van valentiebindingen

Het gaat ervan uit dat een chemische binding van het atoomtype wordt gevormd wanneer de atomen elkaar op een zodanige afstand naderen dat hun individueel gevulde orbitalen elkaar overlappen. De op die manier gepaarde elektronen worden aangetrokken door de kernen van beide atomen, terwijl ze met elkaar verbonden zijn. De sterkte van zo’n binding hangt grotendeels af van de mate waarin de orbitalen elkaar overlappen: hoe groter de overlap, hoe sterker de binding. Dit leidt ons naar het volgende punt van de theorie: de oriëntatie van de bindingen in het geval van overlapping van andere orbitalen dan s. Als er een interactie is, bijvoorbeeld tussen een 2p- en 1s-orbitaal, wordt deze ontwikkeld langs de as van de directionele p-orbitaal. Op basis van de vorm van de overlappende orbitalen kunnen we ook de dwarsdoorsnede van de binding verkrijgen. Om een voorbeeld te geven: als twee waterstofatomen elektronen delen van de s-orbitaal in de vorm van een bol, zal de dwarsdoorsnede van die binding ook een cirkel zijn, en de symmetrie van de HH-binding zal cilindrisch zijn. Een binding gevormd door een frontale overlap van orbitalen langs de lijn tussen de kernen is een sigma (σ) binding, die het meest voorkomt. Een andere is de pi (π) -binding, die het resultaat is van de overlapping van individueel gevulde 2p-orbitalen. Het voorkomt rotatie, bijvoorbeeld rond de CC-binding. Het is zwakker dan de sigma-binding en gemakkelijker te verbreken, waardoor het reactiever wordt. De belangrijkste aannames van de theorie van valentiebindingen zijn de volgende:

1. Atoombindingen kunnen worden gevormd dankzij de overlapping van moleculaire orbitalen die één elektron hebben met een tegengestelde spin.
2. Elk atoom dat deelneemt aan de bindingsvorming behoudt zijn atomaire orbitalen, terwijl het elektronenpaar in de overlappende orbitalen wordt gedeeld.
3. Hoe meer de orbitalen elkaar overlappen, hoe sterker de chemische binding.

Termen als bindingssterkte of bindingslengte zijn specifiek voor elke atomaire binding. Kracht – definieert de hoeveelheid energie die aan het systeem moet worden geleverd om het molecuul in atomen te breken. Het kan worden berekend door de energie van het stabiele product te vergelijken met de energie van het substraat. Als de verbinding van waterstofatomen er bijvoorbeeld voor zorgt dat het molecuul 436 kJ/mol vrijgeeft, zal de energie van het product met die waarde lager zijn, en dit zal de sterkte van de binding zijn. Om het te doorbreken, zouden we minstens die hoeveelheid energie moeten leveren. De lengte van een binding verwijst naar de optimale afstand tussen de kernen. Als ze te dichtbij zijn, zullen ze elkaar wegduwen vanwege hun positieve lading. Als ze te ver van elkaar verwijderd zijn, kunnen ze hun bindingselektronen niet delen.

De theorie van moleculaire orbitalen

Het gaat uit van de definitie van atomaire bindingen als wiskundige combinaties van golffuncties die moleculaire orbitalen vormen. Ze worden beschouwd als componenten van het hele molecuul, niet van een bepaald atoom. Daarom definieert een moleculaire orbitaal het deel in de ruimte van het molecuul waar de elektronen het meest waarschijnlijk aanwezig zijn. Net als in het geval van atomaire orbitalen, omvatten de karakteristieke waarden grootte, vorm en energie. In tegenstelling tot hen kunnen moleculaire orbitalen op twee verschillende manieren interageren: additief of subtractief. Als we het waterstofmolecuul als voorbeeld nemen, als de orbitalen zich additief verbinden, zal hun vorm op een ei lijken. Subtractieve koppeling veroorzaakt wederzijdse aftrekking van deze orbitalen, en de ruimte tussen de kernen zal alleen een golffunctieknooppunt bevatten, wat resulteert in een lage dichtheid van de elektronenwolk en het ontbreken van vulling. In het geval van additieve koppeling is de energie van de orbitaal lager dan die van individuele 1s-orbitalen van een waterstofatoom en vormt deze een bindende orbitaal. De energie van een orbitaal gevormd door subtractieve combinatie is hoger dan de energie van individuele atomaire orbitalen, en zo’n orbitaal wordt een antibindende orbitaal genoemd. Dit komt door het feit dat de elektronen die in zo’n orbitaal aanwezig zijn, zich niet in de knooppuntruimte kunnen bevinden en bijgevolg geen bindingen kunnen produceren. De basisaannames van de theorie van moleculaire orbitalen omvatten het volgende:

1. Moleculaire orbitalen zijn hetzelfde deel in moleculen als atoomorbitalen in atomen. Omdat ze kunnen worden beschreven, kunnen we het ruimtelijke deel in het molecuul presenteren waar elektronen het meest waarschijnlijk aanwezig zijn. Elke moleculaire orbitaal heeft zijn specifieke grootte, vorm en energieniveau.
2. Moleculaire orbitalen worden gevormd door de omzetting van atomaire orbitalen. Hun aantal is gelijk aan het aantal huidige atomaire orbitalen dat de combinaties produceerde.
3. Afhankelijk van de energie van een moleculaire orbitaal in relatie tot atomaire orbitalen, kunnen ze al dan niet bindend zijn. Als de energie van een gevormde moleculaire orbitaal lager is, zijn het bindende orbitalen; als het hoger is, zijn het niet-bindende orbitalen.