Особые свойства атома углерода и его соединений.

1. Во всех органических соединениях атом углерода имеет валентность равную 4.

2. Углерод способен образовывать простые и очень сложные молекулы (высокомолекулярные соединения: белки, каучуки, пластмассы).

3. Атомы углерода соединяются не только с другими атомами, но и друг с другом, образуя различные углерод - углеродные цепи - прямые, разветвленные, замкнутые:

Связи в этих молекулах между атомами углерода могут быть простыми (–), двойными (=) и тройными ( ).

4. Для соединений углерода характерно явление изомерии, т.е. когда вещества имеют один и тот же качественный и количественный состав, но различное химическое строение, а следовательно, различные свойства. Например: эмпирической формуле С₂Н₆О соответствуют два различных строений веществ:

этиловый спирт, диметиловый эфир,

жидкость, t⁰ кип. = +78⁰С газ, t⁰ кип. = -23,7⁰С

Следовательно, этиловый спирт и диметиловый эфир – изомеры.

5. Водные растворы большинства органических веществ – неэлектролиты, молекулы их не распадаются на ионы.

Изомерия.

В 1823 г. было открыто явление изомерии – существование веществ с одинаковым составом молекул, но обладающих различными свойствами. В чем причина различия изомеров? Поскольку состав их одинаков, то причину можно искать только в разном порядке соединения атомов в молекуле.

Еще до создания теории химического строения А.М. Бутлеров предсказал, что для бутана С₄Н₁₀, имеющего линейное строение СН₃ – СН₂ – СН₂ – СН₃ t⁰ (кип. -0,5 ⁰С) возможно существование другого вещества с той же молекулярной формулой, но с иной последовательностью соединения углеродных атомов в молекуле:

изобутан

t⁰ кип. – 11,7 ⁰С

Итак, изомеры – это вещества, которые имеют одинаковую молекулярную формулу, но различное химическое строение, а следовательно и разные свойства. Существует два основных типа изомерии – структурная и пространственная.

Структурными называют изомеры, имеющие различный порядок соединения атомов в молекуле. Различают три вида ее:

- изомерия углеродного скелета:

С – С – С – С – С С – С – С – С

С

- изомерия кратной связи:

С = С – С – С С – С = С – С

- межклассовая изомерия:

пропионовая кислота

Пространственная изомерия. Пространственные изомеры имеют одинаковые заместители у каждого атома углерода. Но отличаются их взаимным расположением в пространстве. Различают два типа этой изомерии: геометрическую и оптическую. Геометрическая изомерия характерна для соединений, имеющих плоскостное строение молекул (алкенов, циклоалканов, алкадиенов и др.). Если одинаковые заместители у атомов углерода, например, при двойной связи находятся по одну сторону плоскости молекулы, то это будет цис-изомер, по разные стороны – транс-изомер:

Оптическая изомерия – характерна для соединений, имеющих асимметрический атом углерода, который связан с четырьмя различными заместителями. Оптические изомеры являются зеркальным изображением друг друга. Например:

Электронное строение атома.

Строение атома изучается в неорганической химии и физике. Известно, что атом определяет свойства химического элемента. Атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена вся его масса, и отрицательно заряженных электронов, окружающих ядро.

Так как в процессе химических реакций ядра реагирующих атомов не изменяются, то физические и химические свойства атомов зависят от строения электронных оболочек атомов. Электроны могут уходить от одних атомов к другим, могут объединяться и т.д. Поэтому мы подробно рассмотрим вопрос о распределении электронов в атоме на основе квантовой теории строения атомов. Согласно этой теории электрон одновременно обладает свойствами частицы (массой, зарядом) и волновой функцией. Для движущихся электронов невозможно определить точное местонахождение. Они находятся в пространстве вблизи атомного ядра. Можно определить вероятность нахождения электрона в различных частях пространства. Электрон как бы «размазан» в этом пространстве в виде некоторого облака (рисунок 1), плотность которого убывает.

Рисунок 1.

Область пространства, в которой вероятность нахождения электрона максимальна (≈ 95%) называется орбиталью.

Согласно квантовой механике состояние электрона в атоме определяется четырьмя квантовыми числами: главным (n), орбитальным (l), магнитным (m) и спиновым (s).

Главное квантовое число n – характеризует энергию электрона, расстояние орбитали от ядра, т.е. энергетический уровень и принимает значения 1, 2, 3 и т.д. или K, L, M, N и т.д. Значение n = 1 соответствует наименьшей энергии. С увеличением nэнергия электрона возрастает. Максимальное число электронов, находящихся на энергетическом уровне, определяется по формуле: N = 2n², где n – номер уровня, следовательно, при:

n = 1 N = 2 n = 3 N = 18

n = 2 N = 8 n = 4 N = 32 и т.д.

В пределах энергетических уровней электроны располагаются по подуровням (или подоболочкам). Число их соответствует номеру энергетического уровня, но характеризуются они орбитальным квантовым числом l, которое определяет форму орбитали. Оно принимает значения от 0 до n-1. При

n = 1 l = 0 n = 2 l = 0, 1 n = 3 l = 0, 1, 2 n = 4 l = 0, 1, 2, 3

Максимальное число электронов на подуровне определяется по формуле: 2(2l + 1). Для подуровней принимают буквенные обозначения:

l = 1, 2, 3, 4

s, p, d, f

Следовательно, если n = 1, l = 0, подуровень s.

n = 2, l = 0, 1, подуровень s, p.

Максимальное количество электронов на подуровнях:

N_s = 2 N_d = 10

N_p = 6 N_f = 14 и т.д.

Больше этих количеств электронов на подуровнях быть не может. Форму электронного облака определяет значение l. При
l = 0 (s-орбиталь) электронное облако имеет сферическую форму и не имеет пространственную направленность.

Рисунок 2.

При l = 1 (p-орбиталь) электронное облако имеет форму гантели или форму «восьмерки»:

Рисунок 3.

Магнитное квантовое число m характеризует
расположение орбиталей в пространстве. Оно может принимать значения любых чисел от –l до +l, включая 0. Число возможных значений магнитного квантового числа при данном значении l равно (2l + 1). Например:

l = 0 (s-орбиталь) m = 0, т.е. s-орбиталь имеет только одно положение в пространстве.

l = 1 (p-орбиталь) m = -1, 0, +1 (3 значения).

l = 2 (d-орбиталь) m = -2, -1, 0, +1, +2 и т.д.

p и d-орбитали имеют соответственно 3 и 5 состояний.

Орбитали p вытянуты по координатным осям и их обозначают р_x, p_y, p_z-орбитали.

Спиновое квантовое число s - характеризует вращение электрона вокруг собственной оси по часовой стрелке и против нее. Оно может иметь только два значения +1/2 и -1/2. Строение электронной оболочки атома изображается электронной формулой, которая показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням. В этих формулах энергетические уровни обозначаются цифрами 1, 2, 3, 4…, подуровни – буквами s, p, d, f. Число электронов на подуровне записывается степенью. Например: максимальное число электронов на s², p⁶, d¹⁰, f¹⁴.

Электронные формулы часто изображают графически, которые показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям, обозначаемым прямоугольником . Подуровни делятся на квантовые ячейки.

- свободная квантовая ячейка

- ячейка с неспаренным электроном

- ячейка со спаренными электронами

На s-подуровне одна квантовая ячейка .

На p-подуровне 3 квантовых ячейки .

На d-подуровне 5 квантовых ячеек .

На f-подуровне 7 квантовых ячеек .

Распределение электронов в атомах определяется принципом Паули и правилом Гунда. Согласно принципа Паули: в атоме не может быть электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. В соответствии с принципом Паули в энергетической ячейке может быть один, максимально два электрона с противоположными спинами. Заполнение ячеек происходит по принципу Гунда, согласно которому электроны располагаются сначала по одному в каждой отдельной ячейке, затем, когда все ячейки данного подуровня окажутся занятыми, начинается спаривание электронов.

Последовательность заполнения атомных электронных орбиталей определена правилами В. Клечковскогов зависимости от суммы (n + l):

вначале заполняются те подуровни, у которых эта сумма меньшая;

при одинаковых значениях суммы (n + l) вначале идет заполнение подуровня с меньшим значением n.

Например:

а) рассмотрим заполнение подуровней 3d и 4s. Определим сумму (n + l):

у 3d (n + l) = 3 + 2 = 5, у 4s (n + l) = 4 + 0 = 4, следовательно сначала заполняется 4s, а затем 3d подуровень.

б) у подуровней 3d, 4p, 5s сумма значений (n + l) = 5. В соответствии с правилом Клечковского заполнение начинается с меньшим значением n, т.е. 3d → 4p → 5s. Заполнение электронами энергетических уровней и подуровней атомов происходит в следующей последовательности:

1s² → 2s² → 2p⁶ → 3s² → 3p⁶ → 4s² → 3d¹⁰ → 4p⁶ → 5s² → 4d¹⁰ → 5p⁶ → 6s² → 5d¹ → 4f¹⁴ → 5d^2-10 → 6p⁶ → 7s² → 6d¹ → 5f¹⁴ → 6d^2-10 → 7p⁶

Распределение электронов по уровням и подуровням	n = 4	l = 0, 1, 2, 3	s2 p6d10f14	n = 4 n = 3 f n = 2 d n = 1 p s
n = 3	l = 0, 1,2	s2 p6d10	n = 3 n = 2 d n = 1 p s
n = 2	l = 0, 1	2s2p6	n = 1 n = 2 p s
n = 1	l =0	s2	n = 1
Главное квантовое число	Орбитальное квантовое число	Максимальное число электронов на подуровне	Графическое изображение подуровней

Изобразим электронные и графические формулы атомов нескольких элементов. Установлено, что валентность определяется числом неспаренных электронов.

Таблица №1

Элемент	Электронная формула	Графическая электронная формула	Валентность
Н	1s	n = 1
Не	1s2	n = 1
Li	1s22s	n = 2 s n = 1
Be	1s22s2	n = 2 n = 1	0, 2
В	1s22s22р     1s22s2р2	Невозбужденное состояние n = 2 n = 1   Возбужденное состояние n = 2 n = 1
С	1s22s22р2     1s22s2р3	Невозбужденное состояние n = 2 n = 1   Возбужденное состояние n = 2 n = 1

У Be спаренная пара электронов на 2s² подуровне. Для подведения энергии извне эту пару электронов можно разъединить и сделать атом валентным. При этом происходит переход электрона с одного подуровня на другой подуровень. Этот процесс называется возбуждением электрона. Графическая формула Be в возбужденном состоянии будет иметь вид:

и валентность равна 2.