169375 0

Кожен атом має деяке число електронів.

Вступаючи в хімічні реакції, атоми віддають, купують, або узагальнюють електрони, досягаючи найстійкішої електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найнижчою енергією (як у атомах шляхетних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (рис. 1).

Рис. 1.

Це правило застосовується до всіх типам зв'язків. Електронні зв'язки між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, зрештою, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають за механізмами електронного перенесення, які грають найважливішу роль енергетичних процесах в організмі

Хімічний зв'язок - це сила, що утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їхню комбінацію..

Природа хімічного зв'язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами та позитивно зарядженими ядрами, що визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв'язки називається валентністю, або ступенем окиснення. З валентністю пов'язане поняття про валентних електронах- електронах, що утворюють хімічні зв'язки, тобто які знаходяться на найбільш високоенергетичних орбіталях. Відповідно, зовнішню оболонку атома, що містить ці орбіталі, називають валентною оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв'язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентна, дипольна, металева.

Перший тип зв'язку -іонна зв'язок

Відповідно до електронної теорії валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись на катіони, по-друге, купуючи їх, перетворюючись на аніони. Внаслідок електронного перенесення завдяки електростатичній силі тяжіння між іонами із зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв'язок, названий Косселем. електровалентної» (тепер її називають іонної).

У цьому випадку аніони та катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньою електронною оболонкою. Типові іонні зв'язки утворюються з катіонів Т та II груп періодичної системи та аніонів неметалічних елементів VI та VII груп (16 та 17 підгруп - відповідно, халькогеніві галогенів). Зв'язки у іонних сполук ненасичені та ненаправлені, тому можливість електростатичної взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 та 3 показані приклади іонних зв'язків, що відповідають моделі електронного перенесення Косселя.

Рис. 2.

Рис. 3.Іонний зв'язок у молекулі кухонної солі (NaCl)

Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин у природі, зокрема, розглянути уявлення про кислотахі підставах.

Водні розчини цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють фарбування індикаторів. Механізм дії індикаторів було відкрито Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори є слабкі кислоти або підстави, забарвлення яких у недисоційованому та дисоційованому станах різниться.

Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчиняються у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, що не містять ОН-груп, зокрема, триетиламін N(З 2 Н 5) 3); розчинні основи називають лугами.

Водні розчини кислот вступають у характерні реакції:

а) з оксидами металів - з утворенням солі та води;

б) з металами - з утворенням солі та водню;

в) з карбонатами – з утворенням солі, СО 2 та Н 2 O.

Властивості кислот та основ описують кілька теорій. Відповідно до теорії С.А. Арреніуса, кислота є речовиною, що дисоціює з утворенням іонів Н+ , тоді як основа утворює іони ВІН‑ . Ця теорія не враховує існування органічних основ, які мають гідроксильних груп.

Відповідно до протоннийтеорією Бренстеда і Лоурі, кислота є речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони ( донорипротонів), а основа - речовина, що складається з молекул або іонів, що приймають протони ( акцепторипротонів). Зазначимо, що у водних розчинах іони водню існують у гідратованій формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H 3 O+. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидними іонами, але і здійснюються без розчинника або з неводним розчинником.

Наприклад, реакції між аміаком NH 3 (слабкою основою) і хлороводнем в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважній суміші двох речовин завжди присутні 4 частинки, дві з яких - кислоти, а дві інші - основи:

Ця рівноважна суміш складається з двох пар пар кислот і основ:

1)NH 4+ і NH 3

2) HClі Сl ‑

Тут у кожній парі кислота і основа різняться на один протон. Кожна кислота має пов'язану з нею основу. Сильній кислоті відповідає слабка сполучена основа, а слабкій кислоті - сильна сполучена основа.

Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, залежно від речовини, що взаємодіє з нею, може виявляти властивості або кислоти, або основи. Наприклад, у реакціях з водними розчинами оцтової кислоти вода є основою, а з водними розчинами аміаку – кислотою.

1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СТОВ‑ . Тут молекула оцтової кислоти донує протон молекули води;

2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ВІН‑ . Тут молекула аміаку акцептує протон молекули води.

Таким чином, вода може утворювати дві пари:

1) Н 2 O(кислота) та ВІН‑ (сполучена основа)

2) Н 3 Про+ (кислота) та Н 2 O(Сполучена основа).

У першому випадку вода донує протон, а в другому – акцептує його.

Така властивість називається амфіпротонністю. Речовини, здатні вступати в реакції як і кислот, і основ, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини трапляються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з основами. Тому пептиди легко утворюють координаційні з'єднання із присутніми іонами металів.

Таким чином, характерна властивість іонного зв'язку - повне переміщення нари електронів, що зв'язують, до одного з ядер. Це означає, що між іонами існує область, де електронна густина майже нульова.

Другий тип зв'язку -ковалентна зв'язок

Атоми можуть утворювати електронні стійкі конфігурації шляхом узагальнення електронів.

Такий зв'язок утворюється, коли пара електронів узагальнюється по одному від кожногоатома. У цьому випадку узагальнені електрони зв'язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв'язку можна назвати гомоядернідвоатомні молекули Н 2 , N 2 , F 2 . Цей тип зв'язку є у алотропов O 2 та озону O 3 та у багатоатомної молекули S 8 , а також у гетероядерних молекулхлороводню НСl, вуглекислого газу СО 2 , метану СH 4 , етанолу З 2 Н 5 ВІН, гексафториду сірки SF 6 , ацетилену З 2 Н 2 . У всіх цих молекул електрони однаково загальні, які зв'язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).

Для біологів важливо, що у подвійного та потрійного зв'язків ковалентні радіуси атомів у порівнянні з одинарним зв'язком зменшені.

Рис. 4.Ковалентний зв'язок у молекулі Сl 2 .

Іонний і ковалентний типи зв'язків – це два граничні випадки безлічі існуючих типів хімічних зв'язків, причому на практиці більшість зв'язків проміжні.

Сполуки двох елементів, розташованих у протилежних кінцях одного або різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв'язки. У міру наближення елементів у межах періоду іонний характер їх сполук зменшується, а ковалентний – збільшується. Наприклад, галогеніди та оксиди елементів лівої частини періодичної таблиці утворюють переважно іонні зв'язки. NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), а такі ж з'єднання елементів правої частини таблиці - ковалентні ( Н 2 O, СО 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза З 6 H 12 Про 6, етанол З 2 Н 5 ВІН).

Ковалентний зв'язок, своєю чергою, має ще одну модифікацію.

У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрони можуть відбуватися тільки з одногоатома. Він називається доноромелектронної пари. Атом, що узагальнює з донором цю пару електронів, називається акцепторомелектронної пари. Такий різновид ковалентного зв'язку названо координаційної (донорно-акцепторної, абодативний) зв'язком(Рис. 5). Цей тип зв'язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найважливіших для метаболізму d-елементів значною мірою описується координаційними зв'язками.

Рис. 5.

Як правило, у комплексному поєднанні атом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних та ковалентних зв'язках атом металу є донором електрона.

Суть ковалентного зв'язку та його різновиду - координаційного зв'язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот та основ, запропонованої ГН. Льюїсом. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» та «основа» з теорії Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу утворення комплексних іонів та участь речовин у реакціях нуклеофільного заміщення, тобто утворенні КС.

Згідно з Льюїсом, кислота - це речовина, здатна утворювати ковалентний зв'язок шляхом акцептування електронної пари від основи. Льюїсовою основою названо речовину, що володіє неподіленою електронною парою, яка, доніруючи електрони, утворює ковалентний зв'язок з Льюїсовою кислотою.

Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, у яких протони зовсім не беруть участь. Причому протон, з цієї теорії, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.

Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюїсові кислоти, а аніони - Льюїсові підстави. Прикладом можуть бути наступні реакції:

Вище зазначено, що підрозділ речовин на іонні та ковалентні відносний, оскільки повного переходу електрона від атомів металу до акцепторних атомів у ковалентних молекулах не відбувається. У з'єднаннях з іонним зв'язком кожен іон знаходиться в електричному полі іонів протилежного знака, тому вони взаємно поляризуються, а їх оболонки деформуються.

Поляризованістьвизначається електронною структурою, зарядом та розмірами іона; у аніонів вона вища, ніж у катіонів. Найбільша поляризуемість серед катіонів - у катіонів більшого заряду та меншого розміру, наприклад, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+. Сильна поляризуюча дія має Н+. Оскільки вплив поляризації іонів двосторонній, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.

Третій тип зв'язкудиполь-дипольна зв'язок

Крім перелічених типів зв'язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярнівзаємодії, звані також вандерваал'совими .

Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.

Виділяють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольнетяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційнетяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійнетяжіння, або лондонські сили; Рис. 6).

Рис. 6.

Диполь-дипольним моментом володіють лише молекули з полярними ковалентними зв'язками. HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl), причому сила зв'язку становить 1-2 дебая(1Д = 3,338 × 10-30 кулон-метра - Кл × м).

У біохімії виділяють ще один тип зв'язку водневу зв'язок, що є граничним випадком диполь-дипольноготяжіння. Цей зв'язок утворений тяжінням між атомом водню та електронегативним атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором та азотом. З великими атомами, що мають аналогічну електронегативність (наприклад, з хлором і сіркою), водневий зв'язок виявляється значно слабкішим. Атом водню відрізняється однією істотною особливістю: при відтягуванні електронів, що зв'язують його ядро ​​- протон - оголюється і перестає екрануватися електронами.

Тому атом перетворюється на великий диполь.

Водневий зв'язок, на відміну від вандерваальсової, утворюється не лише при міжмолекулярних взаємодіях, а й усередині однієї молекули. внутрішньомолекулярнаводневий зв'язок. Водневі зв'язки відіграють у біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді аспіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).

Рис.7.

Водневий і вандерваальсовий зв'язки значно слабші, ніж іонний, ковалентний і координаційний. Енергія міжмолекулярних зв'язків вказано у табл. 1.

Таблиця 1.Енергія міжмолекулярних сил

Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення та випаровування (кипіння). Іонним сполукам потрібно поділу іонів значно більше енергії, ніж розділення молекул. Ентальпії плавлення іонних сполук значно вищі, ніж молекулярні сполуки.

Четвертий тип зв'язкуметалевий зв'язок

Нарешті, є ще один тип міжмолекулярних зв'язків. металевий: зв'язок позитивних іонів решітки металів із вільними електронами. У біологічних об'єктах цей тип зв'язку не трапляється.

З короткого огляду типів зв'язків з'ясовується одна деталь: важливим параметром атома чи іона металу - донора електронів, і навіть атома - акцептоpa електронів є його розмір.

Не вдаючись у деталі, зазначимо, що ковалентні радіуси атомів, іонні радіуси металів і вандерваальсові радіуси молекул, що взаємодіють, збільшуються в міру зростання їх порядкового номера в групах періодичної системи. При цьому значення радіусів іонів – найменші, а вандерваальсових радіусів – найбільші. Як правило, під час руху вниз по групі радіуси всіх елементів збільшуються, причому як ковалентні, так і вандерваальсові.

Найбільше значення для біологів та медиків мають координаційні(донорно-акцепторні) зв'язку, що розглядаються координаційною хімією.

Медична біонеорганіка. Г.К. Барашків

В основному стан атом вуглецю С (1s 2 2s 2 2p 2) має два неспарених електрона, за рахунок яких можуть утворювати тільки дві загальні електронні пари. Однак у більшості своїх сполук вуглець чотиривалентний. Це тим, що атом вуглецю, поглинаючи невелику кількість енергії, перетворюється на збуджений стан, у якому має 4 неспарених електрона, тобто. здатний утворювати чотириковалентні зв'язки та брати участь у формуванні чотирьох загальних електронних пар:

6 З 1 s 2 2s 2 2 p 2 6 З * 1 s 2 2s 1 2 p 3

↓

1

↓

p

↓

p

s

s

Енергія збудження компенсується утворенням хімічних зв'язків, що відбувається із виділенням енергії.

Атоми вуглецю мають здатність до утворення трьох видів гібридизації електронних орбіталей ( sp 3, sp 2, sp) та утворення між собою кратних (подвійних та потрійних) зв'язків (табл.7).

Таблиця 7

Типи гібридизації та геометрія молекул

Проста (одинарна) s - зв'язок здійснюється за sp 3-гібридизації, при якій всі чотири гібридні орбіталі рівноцінні і мають спрямованість у просторі під кутом 109 про 29 ' один до одного і орієнтовані до вершин правильного тетраедра.

Рис. 19. Утворення молекули метану СН 4

Якщо гібридні орбіталі вуглецю перекриваються з кулястими s-орбіталями атома водню, то утворюється найпростіша органічна сполука метан СН 4 – граничний вуглеводень (рис. 19).

Рис. 20. Тетраедричне розташування зв'язків у молекулі метану

Великий інтерес представляє вивчення зв'язків атомів вуглецю між собою та з атомами інших елементів. Розглянемо будову молекул етану, етилену та ацетилену.

Кути між усіма зв'язками у молекулі етану майже точно рівні між собою (рис. 21) і не відрізняються від кутів С-Н у молекулі метану.

Рис. 21. Молекула етану З 2 Н 6

Отже, атоми вуглецю перебувають у стані sp 3-Гібридизації.

Гібридизація електронних орбіталей атомів вуглецю то, можливо і неповної, тобто. у ній можуть брати участь дві ( sp 2-Гібридизація) або одна ( sp-гібридизація) з трьох р- орбіталей. У цьому випадку між атомами вуглецю утворюються кратні(подвійна або потрійна) зв'язку. Вуглеводні з кратними зв'язками називаються ненасиченими або ненасиченими. Подвійний зв'язок (С = С) утворюється за sp 2- Гібридизації. У цьому випадку кожен з атомів вуглецю має одну з трьох р- орбіталей не бере участі в гібридизації, в результаті утворюються три sp 2- гібридні орбіталі, розташовані в одній площині під кутом 120 один до одного, а негібридна 2 р-орбіталь розташовується перпендикулярно до цієї площини. Два атоми вуглецю з'єднуються між собою, утворюючи один s-зв'язок за рахунок перекриття гібридних орбіталей і один p-зв'язок за рахунок перекриття р-орбіталей. Взаємодія вільних гібридних орбіталей вуглецю з 1s-орбіталями атомів водню призводить до утворення молекули етилену С 2 Н 4 (рис. 22) - найпростішого представника ненасичених вуглеводнів.

Рис. 22. Утворення молекули етилену З 2 Н 4

Перекриття електронних орбіталей у разі p - зв'язку менше та зони з підвищеною електронною щільністю лежать далі від ядер атомів, тому цей зв'язок менш міцний, ніж s - зв'язок.

Потрійний зв'язок утворюється за рахунок одного s - зв'язку та двох p - зв'язків. Електронні орбіталі при цьому перебувають у стані sp-гібридизації, утворення якої відбувається за рахунок однієї s- і однієї р- орбіталей (рис. 23).

Рис. 23. Утворення молекули ацетилену З 2 Н 2

Дві гібридні орбіталі розташовуються під кутом 180 про відносно один одного, а негібридні, що залишилися, дві р-орбіталі розташовуються у двох взаємно перпендикулярних площинах. Утворення потрійного зв'язку має місце в молекулі ацетилену С2Н2.

Особливий вид зв'язку виникає при утворенні молекули бензолу (С6Н6) – найпростішого представника ароматичних вуглеводнів.

Бензол містить шість атомів вуглецю, пов'язаних між собою в цикл (бензольне кільце), при цьому кожен атом вуглецю знаходиться в стані sp 2 -гібридизації (рис. 24).

Всі атоми вуглецю, що входять до молекули бензолу, розташовані в одній площині. У кожного атома вуглецю в стані sp 2 -гібридизації є ще одна негібридна р-орбіталь з неспареним електроном, яка утворює p - зв'язок (рис. 25).

Ось такий р - орбіталі розташована перпендикулярно до площини молекули бензолу.

Рис. 24. sp 2 - орбіталі молекули бензолу С 6 Н 6

Рис. 25. - зв'язки в молекулі бензолу 6 Н 6

Всі шість негібридних р-орбіталей утворюють загальну зв'язуючу молекулярну p-орбіталь, а всі шість електронів поєднуються в p-електронний секстет.

Гранична поверхня такої орбіталі розташована над і під площиною вуглецевого s - скелета. Через війну кругового перекривання виникає єдина делокализованная p - система, що охоплює всі вуглецеві атоми циклу. Бензол схематично зображують у вигляді шестикутника з кільцем усередині, яке вказує на те, що має місце справакалізація електронів та відповідних зв'язків.

Різноманітність неорганічних та органічних речовин

Органічна хімія – це хімія сполук вуглецю. До неорганічних сполук вуглецю відносять: оксиди вуглецю, вугільну кислоту, карбонати та гідрокарбонати, карбіди. Органічні речовини, крім вуглецю, містять водень, кисень, азот, фосфор, сірку та ін.. Атоми вуглецю можуть утворювати довгі нерозгалужені та розгалужені ланцюги, кільця, приєднувати інші елементи, тому кількість органічних сполук наблизилося до 20 млн, тоді як неорганічних речовин налічується трохи більше 100 тисяч.

Основою розвитку органічної хімії є теорія будови органічних сполук А. М. Бутлерова. Важлива роль описі будови органічних сполук належить поняттю валентності, яка характеризує здатність атомів до утворення хімічних зв'язків і визначає їх число. Вуглець в органічних сполуках завжди чотиривалентний. Основним постулатом теорії А. М. Бутлерова є положення про хімічну будову речовини, тобто хімічний зв'язок. Цей порядок відображається структурними формулами. Теорія Бутлерова стверджує ідею у тому, що кожна речовина має певна хімічна будоваі властивості речовин залежать від будови.

Теорія хімічної будови органічних сполук А. М. Бутлерова

Подібно до того, як для неорганічної хімії основою розвитку є Періодичний закон і Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, для органічної хімії основною стала .

Теорія хімічної будови органічних сполук А. М. Бутлерова

Основним постулатом теорії Бутлерова є положення про хімічну будову речовини, під якою розуміється порядок, послідовність взаємної сполуки атомів молекули, тобто. хімічний зв'язок.

Хімічна будова- порядок з'єднання атомів хімічних елементів у молекулі відповідно до їх валентності.

Цей порядок може бути відображений за допомогою структурних формул, у яких валентності атомів позначаються рисками: одна рисочка відповідає одиниці валентності атома хімічного елемента. Наприклад, для органічної речовини метану, що має молекулярну формулу СН 4 структурна формула виглядає так:

Основні положення теорії А. М. Бутлерова:

· Атоми в молекулах органічних речовин пов'язані один з одним згідно з їхньою валентністю. Вуглець в органічних сполуках завжди чотиривалентний, яке атоми здатні з'єднуватися друг з одним, утворюючи різні ланцюга.

· Властивості речовин визначаються як їх якісним і кількісним складом, а й порядком з'єднання атомів у молекулі, тобто. хімічною будовою речовини.

· Властивості органічних сполук залежать не тільки від складу речовини та порядку з'єднання атомів у його молекулі, а й від взаємного впливу атомівта груп атомів один на одного.

Теорія будови органічних сполук є динамічним і вченням, що розвивається. У міру розвитку знань про природу хімічного зв'язку, вплив електронної будови молекул органічних речовин стали користуватися, крім емпіричних і структурних, електронними формулами. У таких формулах показують напрямок усунення електронних пар у молекулі.

Квантова хімія і хімія будови органічних сполук підтвердили вчення про просторовий напрям хімічних зв'язків (цис- і транс ізомерія), вивчили енергетичні характеристики взаємних переходів у ізомерів, дозволили судити про взаємний вплив атомів у молекулах різних речовин, створили передумови механізмів перебігу хімічних реакцій.

Органічні речовини мають низку особливостей.

· До складу всіх органічних речовин входять вуглець і водень, тому при горінні вони утворюють вуглекислий газ та воду.

· Органічні речовини побудовані складноі може мати величезну молекулярну масу (білки, жири, вуглеводи).

· Органічні речовини можна розташувати в ряди подібних за складом, будовою та властивостями гомологів.

· Для органічних речовин характерною є ізомерія.

Ізомерія та гомологія органічних речовин

Властивості органічних речовин залежать не тільки від їхнього складу, а й від порядку з'єднання атомів у молекулі.

Ізомерія- це існування різних речовин - ізомерів з однаковим якісним і кількісним складом, тобто з однаковою молекулярною формулою.

Розрізняють два види ізомерії: структурну та просторову(стереоізомерію). Структурні ізомери відрізняються один від одного порядком зв'язку атомів у молекулі; стереоізомери - розташування атомів у просторі при однаковому порядку зв'язків між ними.

Основні види ізомерії:

· Структурна ізомерія - речовини відрізняються порядком зв'язку атомів у молекулах:

1) ізомерію вуглецевого скелета;

2) ізомерія становища:

• кратних зв'язків;
• заступників;
• функціональних груп;

3) ізомерія гомологічних рядів (міжкласова).

· Просторова ізомерія – молекули речовин відрізняються не порядком зв'язку атомів, а становищем їх у просторі: цис-, транс-ізомерія (геометрична).

Класифікація органічних речовин

Відомо, що властивості органічних речовин визначаються їх складом та хімічною будовою. Тому не дивно, що в основі класифікації органічних сполук лежить саме теорія будови – теорія А. М. Бутлерова. Класифікують органічні речовини за наявністю та порядком з'єднання атомів у їх молекулах. Найбільш міцною та малозмінною частиною молекули органічної речовини є її скелет - ланцюг атомів вуглецю. Залежно від порядку з'єднання атомів вуглецю в цьому ланцюгу речовини поділяються на ациклічні, що не містять замкнутих ланцюгів атомів вуглецю в молекулах, і карбоциклічні, що містять такі ланцюги (цикли) у молекулах

Крім атомів вуглецю та водню молекули органічних речовин можуть містити атоми та інші хімічні елементи. Речовини, в молекулах яких ці так звані гетероатоми включені до замкнутого ланцюга, відносять до гетероциклічних сполук.

Гетероатоми(кисень, азот та ін.) можуть входити до складу молекул та ациклічних сполук, утворюючи в них функціональні групи, наприклад,

гідроксильну

карбонільна

,

карбоксільну

,

аміногрупу

.

Функціональна група- група атомів, що визначає найбільш характерні хімічні властивості речовини та її належність до певного класу сполук.

Номенклатура органічних сполук

На початку розвитку органічної хімії з'єднанням, що відкриваються, надавалися тривіальні назви, часто пов'язані з історією їх отримання: оцтова кислота (яка є основою винного оцту), масляна кислота (що утворюється у вершковому маслі), гліколь (тобто «солодкий») тощо. У міру збільшення кількості нових відкритих речовин виникла потреба пов'язувати назви зі своїми будовою. Так з'явилися раціональні назви: метиламін, діетиламін, етиловий спирт, метилетилкетон, в основі яких лежить назва найпростішої сполуки. Для складніших сполук раціональна номенклатура непридатна.

Теорія будови А. М. Бутлерова дала основу для класифікації та номенклатури органічних сполук за структурними елементами та за розташуванням атомів вуглецю в молекулі. В даний час найбільш уживаною є номенклатура, розроблена Міжнародним союзом теоретичної та прикладної хімії (IUPAC), яка називається номенклатурою ІЮПАК. Правила ІЮПАК рекомендують для утворення назв кілька принципів, один із них - принцип заміщення. На основі цього розроблено замісну номенклатуру, яка є найбільш універсальною. Наведемо кілька основних правил замісної номенклатури та розглянемо їх застосування на прикладі гетерофункціональної сполуки, що містить дві функціональні групи, - амінокислоти лейцину:

1. В основі назви сполук лежить родова структура (головний ланцюг ациклічної молекули, карбоциклічна або гетероциклічна система). Назва родової структури становить основу назви, корінь слова.

У разі родоначальной структурою є ланцюг з п'яти атомів вуглецю, пов'язаних одинарними зв'язками. Таким чином, корінна частина назви – пентан.

2. Характеристичні групи та заступники (структурні елементи) позначаються префіксами та суфіксами. Характеристичні групи поділяються за старшинством. Порядок старшинства основних груп:

Виявляють старшу характеристичну групу, яку в суфіксі. Всі інші заступники називають префіксом в алфавітному порядку.

В даному випадку старшою характеристичною групою є карбоксильна, тобто ця сполука відноситься до класу карбонових кислот, тому до корінної частини назви додаємо -ова кислота. Другий за старшинством групою є аміногрупа, яка позначається префіксом аміно-. Крім цього, молекула містить вуглеводневий замісник метил-. Таким чином, основою назви є амінометилпентанова кислота.

3. У назву включають позначення подвійного та потрійного зв'язку, яке йде відразу після кореня.

З'єднання, що розглядається, не містить кратних зв'язків.

4. Атоми початкової структури нумерують. Нумерацію починають з того кінця вуглецевого ланцюга, якого ближче розташована старша характеристична група:

Нумерацію ланцюга починають з атома вуглецю, що входить до складу карбоксильної групи, йому надається номер 1. У цьому випадку аміногрупа виявиться при вуглеці 2, а метил - при вуглеці 4.

Таким чином, природна амінокислота лейцин за правилами номенклатури ІЮПАК називається 2-аміно-4-метилпентанова кислота.

Вуглеводні. Класифікація вуглеводнів

Вуглеводні- це сполуки, що складаються лише з атомів водню та вуглецю.

Залежно від будови вуглецевого ланцюга органічні сполуки поділяють на з'єднання з відкритим ланцюгом. ациклічні(аліфатичні) та циклічні- із замкненим ланцюгом атомів.

Циклічні поділяються на дві групи: карбоциклічні сполуки(цикли утворені тільки атомами вуглецю) та гетероциклічні(в цикли входять інші атоми, такі як кисень, азот, сірка).

Карбоциклічні сполуки, у свою чергу, включають два ряди сполук: аліциклічніі ароматичні.

Ароматичні сполуки в основі будови молекул мають плоскі вуглецевмісні цикли з особливою замкнутою системою р-електронів, що утворюють загальну π-систему (єдина π-електронна хмара) Ароматичність характерна і для багатьох гетероциклічних сполук.

Решта всіх карбоциклічних сполук відносяться до аліциклічного ряду.

Як ациклічні (аліфатичні), і циклічні вуглеводні можуть містити кратні (подвійні чи потрійні) зв'язку. Такі вуглеводні називають ненасиченими(ненасиченими) на відміну від граничних (насичених), що містять лише одинарні зв'язки.

Граничні аліфатичні вуглеводні називають алканами, вони мають загальну формулу З n Н 2n+2 де n - число атомів вуглецю. Стара їхня назва часто вживається і в даний час - парафіни:

Ненасичені аліфатичні вуглеводні, що містять один подвійний зв'язок, отримали назву алкени. Вони мають загальну формулу C n H 2n:

Ненасичені аліфатичні вуглеводні з двома подвійними зв'язками називають алкадієнами. Їхня загальна формула C n H 2n-2:

Ненасичені аліфатичні вуглеводні з одним потрійним зв'язком називають алкінами. Їх загальна формула C n H 2n - 2:

Граничні аліциклічні вуглеводні. циклоалкани, їх загальна формула З n Н 2n:

Особлива група вуглеводнів, ароматичних, або аренів(З замкнутою загальною л-електронною системою), відома з прикладу вуглеводнів із загальною формулою С n Н 2n - 6:

Таким чином, якщо в їх молекулах один або більше атомів водню замінити на інші атоми або групи атомів (галогени, гідроксильні групи, аміногрупи та ін), утворюються похідні вуглеводнів: галогеновихідні, кисневмісні, азотовмісні та інші органічні сполуки.

Гомологічний ряд вуглеводнів

Вуглеводні та їх похідні з тією самою функціональною групою утворюють гомологічні ряди.

Гомологічним рядомназивають ряд сполук, що належать до одного класу (гомологів), розташованих у порядку зростання їх відносних молекулярних мас, подібних до будови та хімічних властивостей, де кожен член відрізняється від попереднього на гомологічну різницю CH 2 . Наприклад: CH 4 – метан, C 2 H 6 – етан, C 3 H 8 – пропан, C 4 H 10 – бутан і т. д. Подібність хімічних властивостей гомологів значно спрощує вивчення органічних сполук.

Ізомери вуглеводнів

Ті атоми або групи атомів, які визначають найхарактерніші властивості даного класу речовин, називаються функціональними групами.

Галогенопохідні вуглеводнів можна як продукти заміщення у вуглеводнях однієї чи кількох атомів водню атомами галогенів. Відповідно до цього можуть існувати граничні та ненасичені моно-, ді-, три- (в загальному випадку полі-) галогенопохідні.

Загальна формула моногалогенопохідних граничних вуглеводнів:

а склад виражається формулою

де R - залишок від граничного вуглеводню (алкану), вуглеводневий радикал (це позначення використовується і далі під час розгляду інших класів органічних речовин), Г - атом галогену (F, Cl, Br, I).

Наприклад:

Наведемо один приклад дигалогенопохідного:

До кисневмісних органічних речовинвідносять спирти, феноли, альдегіди, кетони, карбонові кислоти, прості та складні ефіри. Спирти - похідні вуглеводнів, у яких один або кілька атомів водню заміщені на гідроксильні групи.

Спирти називають одноатомними, якщо вони мають одну гідроксильну групу, і граничними, якщо вони є похідними алканів.

Загальна формула граничних одноатомних спиртів:

а їх склад виражається загальною формулою:

Наприклад:

Відомі приклади багатоатомних спиртів, Т. е. мають кілька гідроксильних груп:

Феноли- похідні ароматичних вуглеводнів (ряди бензолу), у яких один або кілька атомів водню в бензольному кільці заміщені на гідроксильні групи.

Найпростіший представник з формулою C 6 H 5 OH або

називається фенолом.

Альдегіди та кетони- похідні вуглеводнів, що містять карбонільну групу атомів

(карбоніл).

У молекулах альдегідіводин зв'язок карбонілу йде на з'єднання з атомом водню, інший - з вуглеводневим радикалом. Загальна формула альдегідів:

Наприклад:

В разі кетонівкарбонільна група пов'язана з двома (загалом різними) радикалами, загальна формула кетонів:

Наприклад:

Склад граничних альдегідів та кетонів виражається формулою З 2n Н 2n Про.

Карбонові кислоти- похідні вуглеводнів, що містять карбоксильні групи

(або -СООН).

Якщо молекулі кислоти одна карбоксильная група, то карбонова кислота є одноосновной. Загальна формула граничних одноосновних кислот:

Їх склад виражається формулою З n Н 2n Про 2 .

Наприклад:

Прості ефіриявляють собою органічні речовини, що містять два вуглеводневі радикали, з'єднаних атомом кисню: R-O-R або R 1 -O-R 2 .

Радикали можуть бути однаковими чи різними. Склад простих ефірів виражається формулою C n H 2n+2 O.

Наприклад:

Складні ефіри- сполуки, утворені заміщенням атома водню карбоксильної групи у карбонових кислотах на вуглеводневий радикал.

Загальна формула складних ефірів:

Наприклад:

Нітросполуки- похідні вуглеводнів, у яких один або кілька атомів водню заміщені на нітрогрупу -NO2.

Загальна формула граничних мононітросполук:

а склад виражається загальною формулою C n H 2n+1 NO 2 .

Наприклад:

Нітропохідні арени:

Аміни- сполуки, які розглядають як похідні аміаку (NH 3), де атоми водню заміщені на вуглеводневі радикали. Залежно від природи радикалу аміни можуть бути аліфатичними, наприклад:

та ароматичними, наприклад:

Залежно від кількості заміщених на радикали атомів водню розрізняють:

первинні аміниіз загальною формулою:

вторинні- із загальною формулою:

третинні- із загальною формулою:

В окремому випадку у вторинних, а також третинних амінів радикали можуть бути однаковими.

Первинні аміни також можна розглядати як похідні вуглеводнів (алканів), у яких один атом водню заміщений на аміногрупу -NH 2 . Склад граничних первинних амінів виражається формулою C n H 2n + 3 N.

Наприклад:

Амінокислоти містять дві функціональні групи, з'єднані з вуглеводневим радикалом: аміногрупу -NH 2 і карбоксил-COOH.

Загальна формула -амінокислот (вони найбільш важливі для побудови білків, з яких складаються живі організми):

Склад граничних амінокислот, що містять одну аміногрупу та один карбоксил, виражається формулою C n H 2n+1 NO 2.

Наприклад:

Відомі інші важливі органічні сполуки, які мають кілька різних або однакових функціональних груп, довгі лінійні ланцюги, пов'язані з бензольними кільцями. У разі суворе визначення приналежності речовини до якогось певному класу неможливо. Ці сполуки часто виділяють у специфічні групи речовин: вуглеводи, білки, нуклеїнові кислоти, антибіотики, алкалоїди та ін.

В даний час відомо також багато сполук, які можна віднести і до органічних, і неорганічних. х називають елементоорганічними сполуками. Деякі їх можна розглядати як похідні вуглеводнів.

Наприклад:

Існують сполуки, що мають однакову молекулярну формулу, що виражає склад речовин.

Явище ізомерії у тому, що можуть бути кілька різних за властивостями речовин, мають однаковий склад молекул, але різна будова. Ці речовини називають ізомерами.

У нашому випадку це міжкласові ізомери: циклоалкани та алкани, алкадієни та алкіни, граничні одноатомні спирти та прості ефіри, альдегіди та кетони, граничні одноосновні карбонові кислоти та складні ефіри.

Структурна ізомерія

Вирізняють такі різновиди структурної ізомерії: ізомерію вуглецевого скелета, ізомерію положення, ізомерію різних класів органічних сполук (міжкласову ізомерію).

Ізомерія вуглецевого скелета обумовлена різним порядком зв'язку між атомами вуглецю, що утворюють скелет молекули. Як було показано, молекулярної формулі З 4 Н 10 відповідають два вуглеводні: н-бутан і изобутан. Для вуглеводню З 5 Н 12 можливі три ізомери: пентан, ізопентан і неопентан.

Зі збільшенням числа атомів вуглецю в молекулі число ізомерів швидко зростає. Для вуглеводню З 10 Н 22 їх 75, а вуглеводню З 20 Н 44 - 366 319.

Ізомерія положення обумовлена ​​різним положенням кратного зв'язку, заступника, функціональної групи при однаковому вуглецевому скелеті молекули:

Ізомерія різних класів органічних сполук (міжкласова ізомерія) обумовлена ​​різним становищем та поєднанням атомів у молекулах речовин, що мають однакову молекулярну формулу, але належать до різних класів. Так, молекулярної формули З 6 Н 12 відповідає ненасичений вуглеводень гексен-1 і циклічний вуглеводень циклогексан.

Ізомерами є вуглеводень, що відноситься до алкінів, - бутин-1 і вуглеводень з двома подвійними зв'язками в ланцюзі бутадієн-1,3:

Діетиловий ефір і бутиловий спирт мають однакову молекулярну формулу 4 Н 10 O:

Структурними ізомерами є амінооцтова кислота та нітроетан, що відповідають молекулярній формулі С 2 Н 5 NO 2:

Ізомери цього типу містять різні функціональні групи і належать до різних класів речовин. Тому вони відрізняються за фізичними та хімічними властивостями значно більше, ніж ізомери вуглецевого скелета або ізомери положення.

Просторова ізомерія

Просторова ізомеріяпідрозділяється на два види: геометричну та оптичну.

Геометрична ізомерія характерна для сполук, що містять подвійні зв'язки, та циклічних сполук. Так як вільне обертання атомів навколо подвійного зв'язку або в циклі неможливо, заступники можуть розташовуватися або з одного боку площини подвійного зв'язку або циклу (цис-положення), або з різних боків (трансположення). Позначення цис- та транс- зазвичай відносять до пари однакових заступників.

Геометричні ізомери розрізняються за фізичними та хімічними властивостями.

Оптична ізомерія виникає, якщо молекула несумісна зі своїм зображенням у дзеркалі. Це можливо, коли у атома вуглецю в молекулі чотири різні замісники. Цей атом називають асиметричним. Прикладом такої молекули є молекула α-амінопропіонової кислоти (α-аланіну) CH 3 CH(NH 2)OH.

Молекула α-аланіна за жодного переміщення не може збігтися зі своїм дзеркальним відображенням. Такі просторові ізомери називаються дзеркальними, оптичними антиподами або енантіомерами. Усі фізичні та практично всі хімічні властивості таких ізомерів ідентичні.

Вивчення оптичної ізомерії необхідне під час розгляду багатьох реакцій, які у організмі. Більшість цих реакцій йде під впливом ферментів - біологічних каталізаторів. Молекули цих речовин повинні підходити до молекул сполук, на які вони діють як ключ до замку, отже, просторова будова, взаємне розташування ділянок молекул та інші просторові фактори мають для перебігу цих реакцій велике значення. Такі реакції називаються стереоселективними.

Більшість природних сполук є індивідуальними енантіомерами, і їхня біологічна дія (починаючи від смаку та запаху і закінчуючи лікарською дією) різко відрізняється від властивостей їх оптичних антиподів, отриманих у лабораторії. Подібна відмінність у біологічній активності має велике значення, тому що лежить в основі найважливішої якості всіх живих організмів - обміну речовин.

Ізомерія

Електронна будова атома вуглецю

Вуглець, що входить до складу органічних сполук, проявляє постійну валентність. На останньому енергетичному рівні атома вуглецю міститься 4 електрони, два з яких займають 2s-орбіталь, що має сферичну форму, а два електрони займають 2р-орбіталі, що мають гантелеподібну форму. При збудженні один електрон з 2s-орбіталі може переходити на одну з вакантних 2р-орбіталей. Цей перехід потребує деяких енергетичних витрат (403 кДж/моль). В результаті збуджений атом вуглецю має 4 неспарені електрони і його електронна конфігурація виражається формулою 2s 1 2p 3 .. Так, у разі вуглеводню метану (СН 4) атом вуглецю утворює 4 зв'язки з s-електронами атомів водню. При цьому повинні були б утворюватися 1 зв'язок типу s-s (між s-електроном атома вуглецю та s-електроном атома водню) та 3 p-s-зв'язку (між 3 р-електронами атома вуглецю та 3 s-електронами 3-х атомів водню). Звідси випливає висновок про нерівноцінність чотирьох ковалентних зв'язків, що утворюються атомом вуглецю. Однак, практичний досвід хімії свідчить про те, що всі 4 зв'язки в молекулі метану абсолютно рівноцінні, а молекула метану має тетраедричну будову з валентними кутами 109,50, чого не могло б бути при нерівноцінності зв'язків. Адже тільки орбіталі р-електронів орієнтовані у просторі по взаємно перпендикулярних осях x, y, z, а орбіталь s-електрона має сферичну форму, тому напрям освіти зв'язку з цим електроном було б довільним. Пояснити це протиріччя змогла теорія гібридизації. Л.Поллинг висловив припущення, що у будь-яких молекулах немає ізольованих друг від друга зв'язків. При утворенні зв'язків орбіталі всіх валентних електронів перекриваються. Відомо кілька типів гібридизації електронних орбіталей. Передбачається, що в молекулі метану та інших алканів до гібридизації вступає 4 електрони.

Гібридизація орбіталей атома вуглецю

Гібридизація орбіталей- Це зміна форми та енергії деяких електронів при утворенні ковалентного зв'язку, що призводить до більш ефективного перекривання орбіталей та підвищення міцності зв'язків. Гібридизація орбіталей відбувається завжди, як у освіті зв'язків беруть участь електрони, що належать до різних типів орбіталей.

1. sp 3 -гібридизація(Перший валентний стан вуглецю). При sp 3 -гібридизації 3 р-орбіталі і одна s-орбіталь збудженого атома вуглецю взаємодіють таким чином, що орбіталі виходять абсолютно однакові по енергії і симетрично розташовані в просторі. Це перетворення можна записати так:

При гібридизації загальна кількість орбіталей не змінюється, а змінюється лише їх енергія та форма. Показано, що sр 3 -гібридизація орбіталі нагадують об'ємну вісімку, одна з лопатей якої значно більша за іншу. Чотири гібридні орбіталі витягнуті від центру до вершин правильного тетраедра під кутами 109,5 0 . Зв'язки утворені гібридними електронами (наприклад, зв'язок s-sp 3) більш міцні, ніж зв'язки, що здійснюються негібридизованими р-електронами (наприклад, зв'язок-s-p). Оскільки гібридна sp 3 -орбіталь забезпечує більшу площу перекривання електронних орбіталей, ніж негібридизована р-орбіталь. Молекули, в яких здійснюється sp 3 - гібридизація мають тетраедричну будову. До них, крім метану, належать гомологи метану, неорганічні молекули типу аміаку. На малюнках показана гібридизована орбіталь та тетраедрична молекула метану.

Хімічні зв'язки, що виникають у метані між атомами вуглецю та водню, відносяться до типу σ-зв'язків (sp 3 -s-зв'язок). Взагалі, будь-яка сигма-зв'язок характеризується тим, що електронна щільність двох пов'язаних між собою атомів, перекривається по лінії, що з'єднує центри (ядра) атомів. σ-Зв'язки відповідають максимально можливому ступеню перекриття атомних орбіталей, тому вони досить міцні.

2. sp 2 -гібридизація(Другий валентний стан вуглецю). Виникає в результаті перекриття однієї 2s і двох 2р орбіталей. Sp 2 -гібридні орбіталі, що утворилися, розташовуються в одній площині під кутом 120 0 один до одного, а негібридизована р-орбіталь перпендикулярно до неї. Загальна кількість орбіталей не змінюється їх чотири.

Стан sp 2 -гібридизації зустрічається в молекулах алкенів, в карбонільної та карбоксильної групах, тобто. у з'єднань, що мають у своєму складі подвійний зв'язок. Так, у молекулі етилену гібридизовані електрони атома вуглецю утворюють 3 σ-зв'язку (два зв'язки типу sp 2 -s між атомом вуглецю та атомами водню та один зв'язок типу sp 2 -sp 2 між атомами вуглецю). Р-електрон одного атома вуглецю, що залишився негібридизованим, утворює π-зв'язок з негібридизованим р-електроном другого атома вуглецю. Характерною особливістю π-зв'язку є те, що перекриття орбіталей електронів йде поза лінією, що з'єднує два атоми. Перекриття орбіталей йде вище і нижче σ-зв'язку, що з'єднує обидва атоми вуглецю. Таким чином, подвійний зв'язок є комбінацією σ- і π-зв'язків. На перших двох малюнках показано, що в молекулі етилену валентні кути між атомами, що утворюють молекулу етилену, становлять 120 0 (відповідно до орієнтації з простором трьох sp 2 -гібридних орбіталей). На малюнках показано утворення π-зв'язку.

Оскільки площа перекриття негібридизованих р-орбіталей у π-зв'язках менше, ніж площа перекриття орбіталей у σ-зв'язках, то π-зв'язок менш міцна, ніж σ-зв'язок і легше розривається в хімічних реакціях.

3. sp-гібридизація(Третій валентний стан вуглецю). У стані sр-гібридизації атом вуглецю має дві sр-гібридні орбіталі, розташовані лінійно під кутом 180 0 один до одного і дві негібридизовані р-орбіталі розташовані у двох взаємно перпендикулярних площинах. sр-гібридизація й у алкінів і нітрилів, тобто. для з'єднань, що мають у своєму складі потрійний зв'язок.

Так, у молекулі ацетилену валентні кути між атомами становлять 180 o . Гібридизовані електрони атома вуглецю утворюють 2 σ-зв'язку (один зв'язок sp-s між атомом вуглецю і атомом водню та інший зв'язок типу sp-sp між атомами вуглецю. Два негібридизованих р-електрона одного атома вуглецю утворюють два π-зв'язку з негібридизованими р електрон атома вуглецю Перекриття орбіталей р-електронів йде не тільки вище і нижче σ-зв'язку, а й спереду і ззаду, а сумарна хмара р-електронів має циліндричну форму, таким чином потрійний зв'язок є комбінацією одного σ-зв'язку і двох π-зв'язків. Наявність у молекулі ацетилену менш міцних двох π-зв'язків забезпечує здатність цієї речовини вступати в реакції приєднання з розривом потрійного зв'язку.

Довідковий матеріал для проходження тестування:

таблиця Менделєєва

Таблиця розчинності

ГЛАВА 2. ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК І ВЗАЄМНИЙ ВПЛИВ АТОМІВ В ОРГАНІЧНИХ СПОЛУКАХ

ГЛАВА 2. ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК І ВЗАЄМНИЙ ВПЛИВ АТОМІВ В ОРГАНІЧНИХ СПОЛУКАХ

Хімічні властивості органічних сполук обумовлені типом хімічних зв'язків, природою атомів, що зв'язуються, та їх взаємним впливом у молекулі. Ці фактори, у свою чергу, визначаються електронною будовою атомів та взаємодією їх атомних орбіталей.

2.1. Електронна будова атома вуглецю

Частину атомного простору, у якому ймовірність знаходження електрона максимальна, називають атомною орбіталлю (АТ).

У хімії широко використовується уявлення про гібридні орбітали атома вуглецю та інших елементів. Поняття про гібридизацію як спосіб опису перебудови орбіталей необхідно тоді, коли число неспарених електронів в основному стані атома менше кількості утворених зв'язків. Прикладом служить атом вуглецю, який у всіх сполуках проявляє себе як чотиривалентний елемент, але відповідно до правил заповнення орбіталей на його зовнішньому електронному рівні в основному стані 1s 2 2s 2 2p 2 знаходяться лише два неспарені електрони (рис. 2.1, ата Додаток 2-1). У цих випадках постулюється, що різні атомні орбіталі, близькі за енергією, можуть змішуватися між собою, утворюючи однакові за формою та енергії гібридні орбіталі.

Гібридні орбіталі з-за більшого перекривання утворюють міцніші зв'язки проти негібридизованими орбіталями.

Залежно від кількості орбіталей, що вступили в гібридизацію, атом вуглецю може перебувати в одному з трьох станів.

Рис. 2.1.Розподіл електронів за орбіталями у атома вуглецю в основному (а), збудженому (б) та гібридизованих станах (в - sp 3 , г- sp 2 , д- sp)

гібридизації (див. рис. 2.1, в-д). Тип гібридизації визначає спрямованість гібридних АТ у просторі і, отже, геометрію молекул, тобто їхню просторову будову.

Просторова будова молекул - це взаємне розташування атомів та атомних груп у просторі.

sp 3-Гібридизація.При змішуванні чотирьох зовнішніх АТ збудженого атома вуглецю (див. рис. 2.1 б) - однієї 2s- і трьох 2p-орбіталей - виникають чотири рівноцінні sp 3 -гібридні орбіталі. Вони мають форму об'ємної «вісімки», одна з лопатей якої значно більша за іншу.

Кожна гібридна орбіталь заповнюється одним електроном. Атом вуглецю в стані sp 3 -гібридизації має електронну конфігурацію 1s 2 2(sp 3) 4 (див. рис. 2.1, в). Такий стан гібридизації характерний для атомів вуглецю в насичених вуглеводнях (алканах) і відповідно в алкільних радикалах.

Внаслідок взаємного відштовхування sp 3 -гібридні АТ спрямовані у просторі до вершин тетраедра,і кути між ними дорівнюють 109,5? (Найвигідніше розташування; рис. 2.2, а).

Просторова будова зображується за допомогою стереохімічних формул. У цих формулах sp 3 -гібридизований атом вуглецю і два його зв'язку розташовують у площині креслення та графічно позначають звичайною рисою. Жирною рисою або жирним клином позначають зв'язок, що виходить вперед із площини креслення та спрямований до спостерігача; пунктирною лінією або заштрихованим клином (..........) - зв'язок, що йде від спостерігача за площину чорт-

Рис. 2.2.Види гібридизації атома вуглецю. Крапка у центрі - ядро ​​атома (малі частки гібридних орбіталей для спрощення малюнка опущені; кольором показані негібридизовані р-АТ)

(рис. 2.3, а). Атом вуглецю в стані sp 3-Гібридизації має тетраедричну конфігурацію.

sp 2-Гібридизація.При змішуванні однієї 2s-і двох 2р-АТ збудженого атома вуглецю утворюються три рівноцінні sp 2-гібридні орбіталі і залишається негібридизованою 2р-АТ. Атом вуглецю в стані sp 2 -гібридизації має електронну конфігурацію 1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 (див. рис. 2.1, г). Такий стан гібридизації атома вуглецю характерний для ненасичених вуглеводнів (алкенів), а також для деяких функціональних груп, наприклад карбонільної та карбоксильної.

sp 2 -Гібридні орбіталі розташовуються в одній площині під кутом 120?, а негібридизована АТ знаходиться в перпендикулярній площині (див. рис. 2.2 б). Атом вуглецю в стані sp 2 -гібридизації має тригональну конфігурацію.Атоми вуглецю, пов'язані подвійним зв'язком, знаходяться у площині креслення, а їх одинарні зв'язки, спрямовані до спостерігача та від нього, позначають, як описано вище (див. рис. 2.3, б).

sp-гібридизація.При змішуванні однієї 2s- та однієї 2р-орбіталей збудженого атома вуглецю утворюються дві рівноцінні sp-гібридні АТ, а дві p-АТ залишаються негібридизованими. Атом вуглецю в стані sp-гібридизації має електронну конфігурацію

Рис. 2.3.Стереохімічні формули метану (а), етану (б) та ацетилену (в)

1s 2 2(sp 2) 2 2p 2 (див. рис. 2.1, д). Такий стан гібридизації атома вуглецю зустрічається в сполуках, що мають потрійний зв'язок, наприклад, алкін, нітрил.

sp-гібридні орбіталі розташовуються під кутом 180?, а дві негібридизовані АТ - у взаємно перпендикулярних площинах (див. рис. 2.2, в). Атом вуглецю в стані sp-гібридизації має лінійну конфігурацію,наприклад, у молекулі ацетилену всі чотири атоми знаходяться на одній прямій (див. рис. 2.3, в).

У гібридизованому стані можуть бути і атоми інших елементів-органогенів.

2.2. Хімічні зв'язки атома вуглецю

Хімічні зв'язки в органічних сполуках представлені переважно ковалентними зв'язками.

Ковалентною називають хімічний зв'язок, утворений у результаті усуспільнення електронів зв'язуваних атомів.

Ці узагальнені електрони займають молекулярні орбіталі (МО). Як правило, МО є багатоцентровою орбіталлю і електрони, що її заповнюють, справакалізовані (розосереджені). Таким чином, МО, як і АТ, може бути вакантною, заповненою одним електроном або двома електронами із протилежними спинами*.

2.2.1. σ- іπ -Зв'язки

Існують два типи ковалентного зв'язку: σ (сигма)- та π (пі)-зв'язку.

σ-Зв'язком називають ковалентний зв'язок, утворений при перекриванні АТ по прямій (осі), що з'єднує ядра двох зв'язуваних атомів з максимумом перекривання на цій прямій.

σ-Зв'язок виникає при перекриванні будь-яких АТ, у тому числі і гібридних. На малюнку 2.4 показано утворення σ-зв'язку між атомами вуглецю в результаті осьового перекривання їх гібридних sp 3 -АТ і σ-зв'язків C-H шляхом перекриття гібридної sp 3 -АТ вуглецю та s-АТ водню.

* Детальніше див: Попков В.А., Пузаков С.А.Загальна хімія. - М: ГЕОТАР-Медіа, 2007. - Глава 1.

Рис. 2.4.Утворення σ-зв'язків в етані шляхом осьового перекриття АТ (малі частки гібридних орбіталей опущені, кольором показані sp 3 -АТвуглецю, чорним - s-АТ водню)

Крім осьового можливий ще один вид перекриття - бічне перекриття p-АТ, що призводить до утворення π-зв'язку (рис. 2.5).

р-атомні орбіталі

Рис. 2.5.Утворення π-зв'язку в етилені шляхом бічного перекривання р-АТ

π-зв'язком називають зв'язок, утворений при бічному перекриванні негібридизованих p-АТ з максимумом перекривання по обидва боки від прямої, що з'єднує ядра атомів.

кратні зв'язки, що зустрічаються в органічних сполуках, є поєднанням σ- і π-зв'язків: подвійна - однієї σ- і однієї π-, потрійна - однієї σ- і двох π-зв'язків.

Властивості ковалентного зв'язку виражаються через такі характеристики, як енергія, довжина, полярність і поляризованість.

Енергія зв'язку- це енергія, що виділяється при утворенні зв'язку або необхідна роз'єднання двох зв'язаних атомів. Вона служить мірою міцності зв'язку: що більше енергія, то міцніший зв'язок (табл. 2.1).

Довжина зв'язку- Це відстань між центрами зв'язаних атомів. Подвійний зв'язок коротший за одинарний, а потрійний коротший за подвійний (див. табл. 2.1). Зв'язки між атомами вуглецю, що знаходяться в різному стані гібридизації, мають загальну закономірність.

Таблиця 2.1.Основні характеристики ковалентних зв'язків

зі збільшенням частки s-орбіталі у гібридній орбіталі зменшується довжина зв'язку. Наприклад, у ряді сполук пропан CH 3 CH 2 CH 3, пропін CH 3 CH=CH 2, пропин CH 3 C=CH довжина зв'язку CH 3 -C відповідно дорівнює 0,154; 0,150 та 0,146 нм.

Полярність зв'язку обумовлена ​​нерівномірним розподілом (поляризацією) електронної густини. Полярність молекули кількісно оцінюють за величиною її дипольного моменту. p align="justify"> З дипольних моментів молекули можна обчислити дипольні моменти окремих зв'язків (див. табл. 2.1). Чим більший дипольний момент, тим полярніший зв'язок. Причиною полярності зв'язку є відмінність в електронегативності зв'язаних атомів.

Електронегативність характеризує здатність атома у молекулі утримувати валентні електрони. Зі збільшенням електронегативності атома зростає ступінь зміщення у його бік електронів зв'язку.

Ґрунтуючись на значеннях енергії зв'язків, американський хімік Л. Полінг (1901-1994) запропонував кількісну характеристику відносної електронегативності атомів (шкала Полінга). У цій шкалі (ряду) типові елементи-органогени розташовуються за відносною електронегативністю (для порівняння наведено два метали) наступним чином:

Електронегативність не є абсолютною константою елемента. Вона залежить від ефективного заряду ядра, виду гібридизації АТ та впливу заступників. Наприклад, електронегативність атома вуглецю, що знаходиться в стані sp 2 - або sp-гібридизації, вище, ніж у стані sp 3 -гібридизації, що пов'язано зі збільшенням частки s-орбіталі в гібридній орбіталі. При переході атомів з sp 3 - sp 2 - і далі в sp-гібридизований стан поступово зменшується протяжність гібридної орбіталі (особливо в напрямку, що забезпечує найбільше перекриття при утворенні σ-зв'язку), а це означає, що в такій же послідовності максимум електронної щільності розташовується все ближче до ядра відповідного атома.

У разі неполярного або практично неполярного ковалентного зв'язку різниця в електронегативності зв'язаних атомів дорівнює нулю або близька до нуля. Зі збільшенням різниці в електронегативності зростає полярність зв'язку. При різниці до 0,4 говорять про слабо полярний, більше 0,5 - про сильно полярний ковалентний зв'язок і більше 2,0 - про іонний зв'язок. Полярні ковалентні зв'язки схильні до гетеролітичного розриву

(Див. 3.1.1).

Поляризованість зв'язку виявляється у зміщенні електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, в тому числі й іншої частинки, що реагує. Поляризується визначається рухливістю електронів. Електрони тим рухливіше, що далі вони перебувають від ядер атомів. По поляризуемості π-зв'язок значно перевершує σ-зв'язок, оскільки максимум електронної щільності π-зв'язку розташовується далі від ядер, що зв'язуються. Поляризованість значною мірою визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.

2.2.2. Донорно-акцепторні зв'язки

Перекриття двох одноелектронних АТ - не єдиний шлях утворення ковалентного зв'язку. Ковалентний зв'язок може утворюватися при взаємодії двоелектронної орбіталі одного атома (донора) із вакантною орбіталлю іншого атома (акцептора). Донорами є з'єднання, що містять або орбіталі з неподіленою парою електронів, або π-МО. Носіями неподілених пар електронів (n-електронів, від анг. non-bonding)є атоми азоту, кисню, галогенів.

Неподілені пари електронів відіграють важливу роль у прояві хімічних властивостей сполук. Зокрема, вони відповідальні за здатність сполук вступати у донорно-акцепторну взаємодію.

Ковалентний зв'язок, що утворюється за рахунок пари електронів одного з партнерів зв'язку, називається донорно-акцепторним.

Донорно-акцепторний зв'язок, що утворився, відрізняється тільки способом освіти; за властивостями вона однакова з рештою ковалентних зв'язків. Атом-донор при цьому набуває позитивного заряду.

Донорно-акцепторні зв'язки притаманні комплексних сполук.

2.2.3. Водневі зв'язки

Атом водню, пов'язаний з сильно електронегативним елементом (азотом, киснем, фтором та ін.), здатний взаємодіяти з неподіленою парою електронів іншого досить електронегативного атома цієї або іншої молекули. В результаті виникає водневий зв'язок, що є різновидом донорно-

акцепторного зв'язку. Графічно водневий зв'язок зазвичай позначають трьома крапками.

Енергія водневого зв'язку невелика (10-40 кДж/моль) і переважно визначається електростатичним взаємодією.

Міжмолекулярні водневі зв'язки зумовлюють асоціацію органічних сполук, наприклад, спиртів.

Водневі зв'язки впливають на фізичні (температури кипіння та плавлення, в'язкість, спектральні характеристики) та хімічні (кислотно-основні) властивості сполук. Так, температура кипіння етанолу C 2 H 5 OH (78,3 ° С) значно вище, ніж має однакову з ним молекулярну масу диметилового ефіру CH 3 OCH 3 (-24 ° C), не асоційованого за рахунок водневих зв'язків.

Водневі зв'язки можуть бути внутрішньомолекулярними. Такий зв'язок в аніон саліцилової кислоти призводить до підвищення її кислотності.

Водневі зв'язки відіграють важливу роль у формуванні просторової структури високомолекулярних сполук – білків, полісахаридів, нуклеїнових кислот.

2.3. Сполучені системи

Ковалентний зв'язок може бути локалізованим і справакалізованим. Локалізованою називають зв'язок, електрони якої фактично поділені між двома ядрами атомів, що зв'язуються. Якщо електрони зв'язку поділені більш ніж між двома ядрами, то говорять про ділокалізований зв'язок.

Делокалізований зв'язок - це ковалентний зв'язок, молекулярна орбіталь якого охоплює понад два атоми.

Делокалізовані зв'язки здебільшого є π-зв'язками. Вони характерні для сполучених систем. У цих системах здійснюється особливий вид взаємного впливу атомів - сполучення.

Поєднання (мезомерія, від грец. mesos- середній) - це вирівнювання зв'язків та зарядів у реальній молекулі (частці) порівняно з ідеальною, але не існуючою структурою.

Делакалізовані р-орбіталі, що беруть участь у поєднанні, можуть належати або двом π-зв'язкам і більше, або π-зв'язку і одному атому з р-орбіталлю. Відповідно до цього розрізняють π,π-спряження і ρ,π-спряження. Система сполучення може бути відкритою або замкненою і містити не лише атоми вуглецю, а й гетероатоми.

2.3.1. Системи з відкритим ланцюгом сполучення

π,π -Сполучення.Найпростішим представником π,π-сполучених систем із вуглецевим ланцюгом служить бутадієн-1,3 (рис. 2.6, а). Атоми вуглецю та водню і, отже, всі σ-зв'язки в його молекулі лежать в одній площині, утворюючи плоский σ-скелет. Атоми вуглецю перебувають у стані sр 2 -гібридизації. Негібридизовані р-АТ кожного атома вуглецю розташовані перпендикулярно площині σ-скелета і паралельно один одному, що є необхідною умовою для їх перекривання. Перекривання відбувається не тільки між р-АТ атомів С-1 і С-2, С-3 і С-4, а й між р-АТ атомів С-2 і С-3, в результаті чого утворюється єдина, що охоплює чотири атоми вуглецю -Система, т. Е. З'являється делокалізована ковалентна зв'язок (див. рис. 2.6, б).

Рис. 2.6.Атомно-орбітальна модель молекули бутадієну-1,3

Це відбивається у зміні довжин зв'язків у молекулі. Довжина зв'язку С-1-С-2, а також С-3-С-4 у бутадієні-1,3 дещо збільшена, а відстань між С-2 та С-3 укорочена порівняно із звичайними подвійними та одинарними зв'язками. Інакше кажучи, процес делокалізації електронів призводить до вирівнювання довжин зв'язків.

Вуглеводні з великою кількістю сполучених подвійних зв'язків поширені у рослинному світі. До них відносяться, наприклад, каротини, що зумовлюють фарбування моркви, томатів тощо.

Відкрита система сполучення може включати гетероатоми. Прикладом відкритих π,π-сполучених систем з гетероатомом у ланцюгуможуть служити α,β-ненасичені карбонільні сполуки. Наприклад, альдегідна група в акролеїні CH 2 =CH-CH=O є учасником ланцюга сполучення трьох sр 2 -гібридизованих атомів вуглецю та атома кисню. Кожен із цих атомів вносить у єдину π-систему по одному р-електрону.

pn-Спряження.Цей вид сполучення найчастіше проявляється у сполуках, що містять структурний фрагмент -CH=CH-X, де X - гетероатом, що має неподілену пару електронів (насамперед O або N). До них відносяться, наприклад, вінілові ефіри, в молекулах яких здійснюється поєднання подвійного зв'язку з р-орбіталлю атома кисню. Делокалізований трицентровий зв'язок утворюється шляхом перекривання двох р-АТ sр 2 -гібридизованих атомів вуглецю та однієї р-АТ гетероатома з парою та-електронів.

Утворення аналогічного ділокалізованого трицентрового зв'язку є в карбоксильній групі. Тут у поєднанні беруть участь π-електрони зв'язку С=О та n-електрони атома кисню групи ВІН. До сполучених систем з повністю вирівняними зв'язками та зарядами відносяться негативно заряджені частинки, наприклад, ацетат-іон.

Напрямок усунення електронної щільності позначається зігнутою стрілкою.

Існують інші графічні способи відображення результатів сполучення. Так, структура ацетат-іону (I) передбачає, що заряд рівномірно розподілено по обох атомах кисню (як показано на рис. 2.7, що відповідає дійсності).

Структури (II) і (III) застосовуються в теорії резонансуВідповідно до цієї теорії реальна молекула чи частка описується набором певних про резонансних структур, які відрізняються друг від друга лише розподілом електронів. У сполучених системах основний внесок у резонансний гібрид роблять структури з різним розподілом π-електронної щільності (двостороння стрілка, що зв'язує ці структури, є спеціальним символом теорії резонансу).

Граничні (граничні) структури насправді немає. Однак вони тією чи іншою мірою «вносять внесок» у реальний розподіл електронної густини в молекулі (частці), яку представляють у вигляді резонансного гібриду, що отримується шляхом накладання (суперпозиції) граничних структур.

У ρ,π-сполучених системах з вуглецевим ланцюгом сполучення може здійснюватися за наявності поруч із π-зв'язком атома вуглецю з негібридизованою р-орбіталлю. Такими системами можуть бути проміжні частинки - карбаніони, карбокатіони, вільні радикали, наприклад, алільної структури. Вільнорадикальні алільні фрагменти відіграють важливу роль у процесах пероксидного окиснення ліпідів.

В алліл-аніоні CH 2 =CH-CH 2 sр 2 -гібридизований атом вуглецю С-3 поставляє в спільну сполучену

Рис. 2.7.Карта електронної щільності групи COONa у пеніциліні

систему два електрони, в алільному радикалі CH 2 =CH-CH 2+ - один, а в алільному карбокатіоні CH 2 =CH-CH 2+ не постачає жодного. В результаті при перекриванні p-АТ трьох sp 2 -гібридизованих атомів вуглецю утворюється ділокалізований трицентровий зв'язок, що містить чотири (у карбаніоні), три (у вільному радикалі) і два (у карбокатіоні) електрона відповідно.

Формально атом С-3 в аліл-катіоні несе позитивний заряд, в алільному радикалі – неспарений електрон, а в аліл-аніоні – негативний заряд. Насправді таких сполучених системах є делокализация (розосередження) електронної щільності, що зумовлює вирівнювання зв'язків і зарядів. Атоми С-1 та С-3 у цих системах рівноцінні. Наприклад, в алліл-катіоні кожен із них несе позитивний заряд+1/2 та пов'язаний «полуторним» зв'язком з атомом С-2.

Таким чином, поєднання призводить до істотної різниці у розподілі електронної щільності в реальних структурах у порівнянні зі структурами, що зображуються звичайними формулами будови.

2.3.2. Системи із замкненим ланцюгом сполучення

Циклічні сполучені системи представляють великий інтерес як група з'єднань із підвищеною термодинамічною стійкістю порівняно з сполученими відкритими системами. Ці сполуки мають інші особливі властивості, сукупність яких поєднують загальним поняттям ароматичність.До них відносяться здатність таких формально ненасичених сполук

вступати в реакції заміщення, а не приєднання, стійкість до дії окислювачів та температури.

Типовими представниками ароматичних систем є арени та їх похідні. Особливості електронної будови ароматичних вуглеводнів наочно виявляються в атомно-орбітальній моделі молекули бензолу. Каркас бензолу утворюють шість sp 2 -гібри- дизованих атомів вуглецю. Всі зв'язку σ (C-C і C-H) лежать в одній площині. Шість негібридизованих р-АТ розташовані перпендикулярно до площини молекули і паралельно один одному (рис. 2.8, а). Кожна р-АТ у рівній мірі може перекриватися з двома сусідніми р-АТ. В результаті такого перекривання виникає єдина справакалізована π-система, найбільша електронна щільність в якій знаходиться над і під площиною σ-скелета та охоплює всі атоми вуглецю циклу (див. рис. 2.8, б). π-Електронна густина рівномірно розподілена по всій циклічній системі, що позначається кружком або пунктиром усередині циклу (див. рис. 2.8, в). Всі зв'язки між атомами вуглецю в бензольному кільці мають однакову довжину (0,139 нм), проміжну між довжинами одинарного та подвійного зв'язків.

На підставі квантовомеханічних розрахунків встановлено, що для утворення таких стабільних молекул плоска циклічна система повинна містити (4n + 2) π-електронів, де n= 1, 2, 3 і т. д. (Правило Хюккеля, 1931). З урахуванням цих даних можна конкретизувати поняття «ароматичність».

З'єднання ароматичне, якщо воно має плоский цикл і сполученеπ -електронну систему, що охоплює всі атоми циклу і містить(4n+ 2) π-електронів.

Правило Хюккеля застосовується до будь-яких плоских конденсованих систем, в яких немає атомів, які є загальними більш ніж для

Рис. 2.8.Атомно-орбітальна модель молекули бензолу (атоми водню опущені; пояснення у тексті)

двох циклів. Такі сполуки з конденсованими бензольними ядрами, як нафталін та інші, відповідають критеріям ароматичності.

Стійкість сполучених систем. Утворення сполученої та особливо ароматичної системи - енергетично вигідний процес, тому що при цьому збільшується ступінь перекривання орбіталей та відбувається ділокалізація (розосередження) р-електронів. У зв'язку з цим пов'язані і ароматичні системи мають підвищену термодинамічну стійкість. Вони містять менший запас внутрішньої енергії й у основному стані займають нижчий енергетичний рівень проти несопряженными системами. За різницею цих рівнів можна кількісно оцінити термодинамічну стійкість сполученого з'єднання, тобто його енергію сполучення(Енергію делокалізації). Для бутадієну-1,3 вона невелика і становить близько 15 кДж/моль. Зі збільшенням довжини сполученого ланцюга енергія сполучення і відповідно термодинамічна стійкість сполук зростають. Енергія сполучення для бензолу набагато більша і становить 150 кДж/моль.

2.4. Електронні ефекти замісників 2.4.1. Індуктивний ефект

Полярний σ-зв'язок у молекулі викликає поляризацію найближчих σ-зв'язків та веде до виникнення часткових зарядів на сусідніх атомах*.

Заступники викликають поляризацію не лише «своєї», а й сусідніх σ-зв'язків. Цей вид передачі впливу атомів називають індуктивним ефектом (/-ефект).

Індуктивний ефект - передача електронного впливу заступників у результаті усунення електронів σ-зв'язків.

Через слабку поляризуемість σ-зв'язку індуктивний ефект загасає через три-чотири зв'язки в ланцюзі. Його дія найбільш сильно проявляється по відношенню до атома вуглецю, сусіднього про те, у якого знаходиться заступник. Напрямок індуктивного ефекту заступника якісно оцінюється шляхом його порівняння з атомом водню, індуктивний ефект якого прийнято за нуль. Графічно результат /-ефекту зображують стрілкою, що збігається з положенням валентної рисочки і спрямованої вістрям у бік більш негативного атома.

/в\сильніше, ніж атом водню, виявляєнегативнийіндуктивний ефект (-/-ефект).

Такі заступники загалом знижують електронну щільність системи, їх називають електроноакцепторними.До них належить більшість функціональних груп: OH, NH 2, COOH, NO 2 та катіонних груп, наприклад -NH 3+.

Заступник, що зміщує порівняно з атомом водню електронну щільністьσ -зв'язку у бік атома вуглецю ланцюга, виявляєпозитивнийіндуктивний ефект (+/-ефект).

Такі заступники підвищують електронну щільність у ланцюзі (або кільці) та називаються електронодонорними.До них відносяться алкільні групи, що знаходяться у sр 2 -гібридизованого атома вуглецю, і аніонні центри в заряджених частинках, наприклад -О - .

2.4.2. Мезомірний ефект

У сполучених системах передачі електронного впливу основну роль грають π-електрони делокализованных ковалентних зв'язків. Ефект, що виявляється у зміщенні електронної щільності ділокалізованої (сполученої) π-системи, називають мезомерним (M-ефект), або ефектом сполучення.

Мезомірний ефект - передача електронного впливу заступників по парній системі.

При цьому заступник сам є учасником сполученої системи. Він може вносити в систему сполучення або π-зв'язок (карбонільна, карбоксильна групи та ін), або неподілену пару електронів гетероатома (аміно-і гідроксигрупи), або вакантну або заповнену одним електроном р-АТ.

Заступник, який підвищує електронну щільність у сполученій системі, виявляєпозитивниймезомерний ефект (+М-ефект).

М-ефект мають заступники, що включають атоми з неподіленою парою електронів (наприклад, аміногрупа в молекулі аніліну) або цілим негативним зарядом. Ці заступники здатні

до передачі пари електронів у спільну сполучену систему, тобто є електронодонорними.

Заступник, що знижує електронну щільність у сполученій системі, виявляєнегативниймезомерний ефект (-М-ефект).

М-ефектом у сполученій системі мають атоми кисню або азоту, пов'язані подвійним зв'язком з атомом вуглецю, як показано на прикладі акрилової кислоти та бензальдегіду. Такі угруповання є електроноакцепторними.

Зміщення електронної щільності позначається вигнутою стрілкою, початок якої показує, які р- або π-електрони зміщуються, а кінець - зв'язок або атом, яких вони зміщуються. Мезомірний ефект, на відміну індуктивного, передається системою сполучених зв'язків значно більшу відстань.

При оцінці впливу заступників на розподіл електронної густини в молекулі необхідно враховувати результуючу дію індуктивного та мезомерного ефектів (табл. 2.2).

Таблиця 2.2.Електронні ефекти деяких заступників

Електронні ефекти заступників дозволяють дати якісну оцінку розподілу електронної щільності в молекулі, що не реагує, і прогнозувати її властивості.