Bindningar i organiska föreningar

Historia om teorin om kolbindningar i organiska föreningar

Redan 1858 gav två forskare, August Kekule och Archibald Couper, ut oberoende arbeten där de har hävdat att kolatomen i alla organiska föreningar är kapabel att fästa fyra substituenter. Det definierades då att kol hade fyra affinitetscentra med andra enheter, vilket i praktiken innebar att fyrvalenskolatomer är kapabla att producera fyra kemiska bindningar, vilket leder till bildningen av stabila föreningar. August Kekule har också hävdat att kolatomer kan länka till varandra för att producera längre kolkedjor. Nästa steg var teorier om möjlig existens av flera bindningar. Alexander Crum Brown föreslog förekomsten av en dubbel C=C-bindning i eten, medan Emil Erlenmeyer – förekomsten av en trippel C≡C-bindning i acetylenmolekylen. År 1865 gjorde Kekule ytterligare ett bidrag genom att utveckla konceptet med kolatomer som länkar inte bara på ett enkelt sätt utan också med böjning och stängning för att bilda ringar. År 1874 introducerade Jacobus vant’t Hoff och Joseph Le Bel en annan dimension till molekylernas kemi genom att anta att kolbindningar som existerar i rymden inte är orienterade på ett kaotiskt sätt utan har ett specificerat rumsligt arrangemang. På detta sätt har vi nått den för närvarande existerande modellen av den fyrvärda kolatomen, vars bindningar i rymden bildar en tetraeder, och dess hörn är arrangerade inte bara på en platt linje utan också framför och bakom planet för observatörens linje.

Varför bildas kemiska bindningar?

Atomer binder med varandra för att göra den producerade molekylen så stabil som möjligt. En sådan form är mer hållbar och har lägre energi än enskilda atomer separat. Vid bildandet av en kemisk bindning frigörs systemets energi och reduceras. Analysen av bildandet av sådana bindningar är också baserad på informationen om tillståndet för deras elektronvalensskal. Faktum är att den högsta stabiliteten visas av de element som har en oktett i det skalet, medan de element som inte har en oktett i ett fritt tillstånd är benägna att anta elektronkonfigurationen av en ädelgas . Beroende på gruppen kan vägen till det tillståndet kräva förlust av en elektron, till exempel. Mängden energi som krävs för att utföra en sådan operation definieras av joniseringsenergin ( _Ej ).

Jonbindningar

Metallerna på vänster sida av det periodiska systemet tenderar att producera positiva joner (katjoner) genom att ge ut sina elektroner. Tvärtom, halogener och andra reaktiva icke-metaller attraherar ytterligare elektroner och producerar därmed negativa joner (anjoner). Det nyckelelement som påverkar beteendet hos atomer i förhållande till elektroner är deras elektronaffinitet (E _pe ), som är specifik för var och en av de analyserade atomerna. En elektron som fäster vid de flesta grundämnen orsakar frigöring av energi, så de flesta E _pe- värden är negativa. Jonbindningen är det enklaste fallet för analys – den existerar mellan en metall med ett lågt _{Ej-värde och en icke-metall med ett högt absolut E pe –} värde.

Atombindningen

Grundämnena i mitten av det periodiska systemet kan inte bilda jonbindningar på grund av sin elektronkonfiguration . Kol, grundämnet som är viktigast för organisk kemi, om vi betraktar den enklaste strukturen av metan (CH ₄ ), har följande konfiguration: 1s ¹ 2s ² 2p ² , så det skulle vara mycket svårt för det att acceptera eller ge upp elektroner för att uppnå konfigurationen av en ädelgas. Atomerna av denna typ fungerar på ett annat sätt, genom att dela sina elektroner med andra atomer. Ett sådant schema föreslogs först av Gilbert N. Lewis 1916. Bindningen kallades den kovalenta bindningen, och uppsättningen atomer kopplade till den kallades molekylen. Metoden för att presentera notationen för sådana bindningar är baserad på Lewis strukturformler, där valenselektronerna representeras av punkter. Den högsta molekylära stabiliteten uppnås när atomens konfiguration når elektronkonfigurationen för en ädelgas och har dess valens s- och p-orbitaler fyllda. Antalet atombindningar som kan bildas beror på antalet valenselektroner i atomen. Om atomen innehåller en, två eller tre valenselektroner, så är detta antalet bindningar den kan producera. Om atomen har fyra eller fler valenselektroner, producerar den så många bindningar som är tillräckliga för att fylla s- och p-nivåerna i deras skal, tills en oktett uppnås.

Teorin om valensbindningar

Den antar att en kemisk bindning av atomtyp bildas när atomerna närmar sig varandra på ett sådant avstånd att deras individuellt fyllda orbitaler överlappar varandra. Elektronerna som paras ihop på det sättet attraheras till kärnorna i båda atomerna, samtidigt som de länkar till varandra. Styrkan hos en sådan bindning beror till stor del på graden av orbitaler överlappning: ju större överlappning, desto starkare bindning. Detta leder oss till nästa punkt i teorin: orienteringen av bindningarna vid överlappning av andra orbitaler än s. Om det finns en interaktion, till exempel mellan en 2p- och 1s-orbital, utvecklas den längs den riktade p-orbitalens axel. Baserat på formen på de överlappande orbitalerna kan vi också erhålla bindningens tvärsnitt. För att ge ett exempel: om två väteatomer delar elektroner från s-orbitalen formad som en sfär, kommer tvärsnittet av den bindningen också att vara en cirkel, och symmetrin för HH-bindningen kommer att vara cylindrisk. En bindning som bildas av en frontal överlappning av orbitaler längs linjen mellan kärnorna är en sigma (σ) bindning, vilket är vanligast. En annan är pi (π)-bindningen, som är ett resultat av överlappningen av individuellt fyllda 2p-orbitaler. Det förhindrar rotation, till exempel runt CC-bindningen. Den är svagare än sigma-bindningen och lättare att bryta, vilket gör den mer reaktiv. De viktigaste antagandena i teorin om valensbindningar är följande:

1. Atombindningar kan bildas tack vare överlappningen av molekylära orbitaler som har en elektron med motsatt spin.
2. Varje atom som deltar i bindningsbildningen behåller sina atomära orbitaler, medan elektronparet som finns i de överlappande orbitalerna delas.
3. Ju mer orbitaler överlappar, desto starkare är den kemiska bindningen.

Termer som bindningsstyrka eller bindningslängd är specifika för varje atombindning. Styrka – definierar mängden energi som måste tillföras systemet för att bryta molekylen till atomer. Den kan beräknas genom att jämföra energin hos den stabila produkten med energin hos substratet. Till exempel, om kopplingen av väteatomer gör att molekylen frigör 436 kJ/mol, kommer produktens energi att vara lägre med det värdet, och detta kommer att vara styrkan på bindningen. För att bryta den skulle vi behöva leverera åtminstone den mängden energi. Längden på en bindning hänvisar till det optimala avståndet som bestäms mellan kärnorna. Om de är för nära kommer de att trycka undan varandra på grund av sin positiva laddning. Om de är för långt från varandra kommer de inte att kunna dela sina bindningselektroner.

Teorin om molekylära orbitaler

Den antar definitionen av atombindningar som matematiska kombinationer av vågfunktioner som bildar molekylära orbitaler. De betraktas som komponenter i hela molekylen, inte av en viss atom. Därför definierar en molekylär orbital den del i molekylens utrymme där det är mest sannolikt att elektronerna finns. Som i fallet med atomära orbitaler inkluderar de karakteristiska värdena storlek, form och energi. Till skillnad från dem kan molekylära orbitaler interagera på två olika sätt: additivt eller subtraktivt. Om man tar vätemolekylen som ett exempel, om orbitalerna länkar additivt kommer deras form att likna ett ägg. Subtraktiv länkning kommer att orsaka ömsesidig subtraktion av dessa orbitaler, och utrymmet mellan kärnorna kommer endast att innehålla en vågfunktionsnod, vilket resulterar i en låg densitet av elektronmolnet och bristen på fyllning. I fallet med additiv länkning är orbitalens energi lägre än den för enskilda 1s-orbitaler av en väteatom och utgör en bindande orbital. Energin i en orbital som bildas genom subtraktiv kombination är högre än energin för enskilda atomära orbitaler, och en sådan orbital kallas en antibindande orbital. Detta beror på det faktum att elektronerna som finns i en sådan omloppsbana inte kan placeras i nodutrymmet och de kan följaktligen inte producera bindningar. De grundläggande antagandena för teorin om molekylära orbitaler inkluderar följande:

1. Molekylära orbitaler är samma del i molekyler som atomära orbitaler i atomer. Eftersom de är möjliga att beskriva kan vi presentera den rumsliga delen i molekylen där det är mest sannolikt att elektroner finns. Varje molekylär orbital har sin specifika storlek, form och energinivå.
2. Molekylära orbitaler bildas genom omvandling av atomära orbitaler. Deras antal är lika med antalet nuvarande atomorbitaler som producerade kombinationerna.
3. Beroende på energin hos en molekylär orbital i förhållande till atomära orbitaler, kan de vara bindande eller icke-bindande. Om energin hos en bildad molekylorbital är lägre är de bindande orbitaler; om den är högre är de icke-bindande orbitaler.