Химическа връзка в органичните молекули
Има два основни вида връзки – ковалентни и електровалентни (йонни). Ковалентна връзка възниква в резултат на обобщаването на несдвоени валентни електрони с противоположни спинове, електровалентна връзка възниква поради прехвърлянето на несдвоен електрон от един атом към друг с образуването на противоположно заредени йони, които се привличат взаимно. Това може да се покаже под формата на диаграма:
Органичните молекули съдържат главно ковалентни връзки. За тяхното описание се използват два метода: методът на валентната двойка и методът на молекулярната орбита. Нека ги разгледаме накратко.
Методът на валентните двойкипредполага, че по време на образуването на ковалентна връзка, атомните орбитали на взаимодействащите атоми се припокриват с образуването на обща електронна двойка, чрез която атомите и се държат заедно. В този случай електронът продължава да бъде в своята атомна орбитала:
В съответствие смолекулярния орбитален метод, когато се образува връзка отnатомни орбитали, се образуватnмолекулни орбитали. Молекулната орбитала не принадлежи на отделни атоми, а на двата свързани атома, т.е. молекулярната орбитала е най-малко двуцентрова (всъщност молекулните орбитали могат да бъдат и многоцентрови, например в така наречените спрегнати системи). Ако се образува връзка между два атома, тогава когато техните атомни орбитали взаимодействат, се образуват две молекулни орбитали. На един от тях (свързване), с минимална енергия, има два електрона. Другият (разхлабване), с максимална енергия, остава празен.
Има два вида ковалентни връзки – σ- и π-.
σ-връзката е ковалентна връзка, образувана, когато атомните орбитали се припокриват по оста, свързваща центровете на атомите, с максимално припокриване по тази ос.Когато се образуват σ-връзки, s-, p- и хибридни орбитали могат да се припокриват:
За органогенните елементи (C, N, O, S) хибридните орбитали участват в образуването на σ-връзки, тъй като в този случай е възможно по-ефективно припокриване и се образува по-здрава връзка.
В допълнение към аксиалното припокриване на атомните орбитали е възможно и странично припокриване, което води до образуването на π връзки.
π-връзката се образува чрез странично припокриване на нехибридни p-орбитали с максимално припокриване от двете страни на оста, свързваща центровете на атомите. Поради това π-връзката е по-малко силна от σ-връзката.
Множеството връзки, открити в органичните съединения, са комбинация от σ- и π-връзки: двойна - една σ- и една π-връзка; тройна - една σ- и две π-връзки.
Свойствата на ковалентната връзка се изразяват чрез следните характеристики: дължина, енергия, полярност, поляризуемост.
Дължината на връзкатае разстоянието между центровете на свързаните атоми. Дължината на връзката е негова важна характеристика, т.к енергията на връзката зависи от дължината. Дължината на връзката е приблизително равна на сумата от атомните радиуси на свързаните атоми. За да сравните дължините на различните връзки, трябва да сравните атомните радиуси на атомите и това може да стане с помощта на периодичната таблица на D.I. Менделеев. Например, нека сравним дължините на следните връзки: H-H, H-Cl и Cl-Cl. Водородът е елемент от 1-ви период, хлорът е 3-ти. Схематично това може да бъде обозначено по следния начин (кръговете тук не означават атомни орбитали, а атоми):
Двойната връзка е по-къса от единичната връзка, тройната връзка е по-къса от двойната връзка. Това се дължи на факта, че между ядрата на атомите, свързани с двойна връзка, има две общи електронни двойки, което означава, че ядрата са по-силно привлечени едно към друго. При тройната връзка силата на привличане е още по-голяма.
Енергията на свързванее енергията (на 1 мол), която се освобождаварезултат от връзка. Може да се даде и друго определение: това е енергията, необходима за прекъсване на връзката. Колкото по-висока е енергията на връзката, толкова по-силна е тя. Енергията на връзката зависи от нейната дължина: колкото по-къса е връзката, толкова по-силна е тя. В нашия пример (вижте по-горе), H-H връзката е най-силната.
σ-връзката е по-силна от π-връзката, т.к при аксиално припокриване на атомни орбитали площта на припокриване е по-голяма, отколкото при странично припокриване.
Полярността на връзкатае неравномерното разпределение на електронната плътност между два атома поради разликата в тяхната електроотрицателност. Абсолютно неполярни са само връзките между два еднакви атома, т.е. общата електронна двойка принадлежи еднакво и на двата атома. Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на атомите, толкова по-полярна е връзката, т.е. по-често срещаната електронна двойка се измества към един от тях. Например в серията H-Cl, H-Br, H-I връзката H-Cl е най-полярната, а връзката H-I е най-малко полярната.
Електроотрицателността характеризира способността на атома в молекулата да задържа своите валентни електрони. Скалата на Полинг се използва за количествено определяне на електроотрицателността.
Електроотрицателността не е абсолютна константа на даден елемент. По-специално, това зависи от вида на хибридизацията (sp>sp2 >sp3). Следователно, например, C-C връзката в молекулата на етана (CH3-CH3) е неполярна (и двата въглерода са в sp 3 хибридизация), а в молекулата на пропена (CH3-CH=CH2) е полярна (sp 2 -хибридизиран въглерод е по-електроотрицателен от sp 3 -хибридизиран).
Във формулата се използва стрелка, за да посочи полярността на връзката, сочеща към по-електроотрицателния атом, например:
Полярността на връзката определя вида на нейното прекъсване, т.е. вид химично взаимодействие.
Поляризуемост- лекотата, с коятосвързващи електрони под действието на външни въздействия (електрическо поле, реагираща частица, молекули на полярен разтворител). Полярността е статичен феномен (каквое вече в молекулата), докато поляризуемостта е динамична (каквоможе да бъде ако се приложат определени външни фактори). Нека да разгледаме това в следния пример. Знаем, че връзката Br-Br е неполярна (свързани са два еднакви атома). Ако бромната молекула попадне под действието на електрическо поле, общата електронна двойка на връзката ще се измести към положителния електрод ивръзката ще стане полярна, т.е. поляризиран.
Колкото по-дълга е връзката, толкова по-лесно се поляризира, т.к електроните са по-далеч от ядрата на атомите и не се държат толкова здраво от тях. Следователно в серията H-Cl, H-Br, H-I връзката H-I се поляризира най-лесно, а H-Cl е най-трудната (тя е най-късата).
π-връзките се поляризират по-лесно от σ-връзките, т.к електронните облаци от π връзки са по-далеч от атомните ядра.
Подобно на полярността, поляризуемостта влияе върху реактивността на молекулите, но това влияние е още по-изразено.