Электронное строение атома углерода в обычном состоянии. Электронное строение атома углерода. гибридизация и гибридные орбитали. Основы строения органических соединений
Введение.
К настоящему времени известно чуть более 120 элементов, часть из них получены искусственным путем и в природе не встречаются. Общее число химических соединений этих элементов около 25 тысяч. Есть только один элемент в периодической системе Д.И. Менделеева, количество соединений которого исчисляется десятками миллионов – это углерод. Атомы углерода обладают практически уникальной способностью образовывать устойчивые связи между собой с образованием цепочек, циклов и каркасных структур практически любой протяженности*. На основе соединений углерода базируется и «особый вид существования белковых тел» - жизнь. Изначально, когда соединения углерода выделяли исключительно из продуктов животного или растительного происхождения - эти соединения стали называть органическими.
Естественно, даже малую часть фактического материала известного на данный момент «утрамбовать» в небольшой спецкурс невозможно. Однако есть общие закономерности в свойствах основных классов органических соединений и направлениях протекания органических реакций. Именно общим свойствам, присущим целым классам органических соединений, и основным механизмам протекания органических реакций посвящен курс «Теоретические основы органической химии».
*Таким свойством в очень ограниченной степени обладает сера, она образует стабильные циклические молекулы S 8 черенковой серы и метастабильные полимерные цепочки S n пластической серы. Атомы кремния также способны образовывать связи Si-Si, однако, соединения, содержащие подобные связи весьма не устойчивы и легко подвергаются гидролизу или окислению. В отличие от углерода, кремний и имеет высокое сродство к кислороду, и большинство поликремниевых соединений содержат связь Si-O-Si.
**Фридрих Веллер в 1828 году осуществил первый в истории органический синтез. При нагревании цианата аммония он получил мочевину (карбамид) и в дальнейшем показал ее полную идентичность с природной.
Глава 1. Строение атома углерода. Гибридизация.
Простейшая органическая молекула – первый представитель класса алканов – метан. Из структурных исследований известно что молекула СН 4 имеет строение правильного тетраэдра с атомом углерода в центре и атомами водорода в вершинах. Как известно, геометрия молекул определяется пространственным расположением электронных облаков соответствующих атомов образующих молекулу, как участвующих в образовании связей так и не участвующих. Однако для атома углерода сразу возникает противоречие. Электронное строение внешнего уровня атома углерода 2s 2 p 2 . При этом на s подуровне находится электронная пара, а на двух р-орбиталях по одному неспаренному электрону. Из этого строения вытекает двухвалентность атома углерода, что практически никогда не реализуется в действительности. Углерод практически всегда четырехвалентен, как в метане. Редким исключением является угарный газ СО, в котором углерод действительно двухвалентен.
Современное объяснение четырехвалентности углерода основано на модели гибридизации атомных орбиталей. Предлагается, что четыре валентных электрона атома углерода располагаются на четырех вырожденных гибридных орбиталях (т.н. sp 3 -орбиталях). Эти орбитали направлены к вершинам правильного тетраэдра. Угол между орбиталями 109,5˚, что соответствует максимальному удалению их друг от друга. В отличие от р-орбиталей, гибридные sp-орбитали не симметричны относительно узла и плотность вероятности нахождения электрона в большей доле значительно выше. Химическая связь при наличии данного типа гибридизации осуществляется за счет фронтального перекрывания sp 3 -орбитали (σ-связь). Такую гибридизацию имеют атомы углерода в наиболее твердой аллотропической модификации углерода – алмазе.
sp 3 -Гибридизация объясняет тетраэдрическую конфигурацию атома углерода в насыщенных органических соединениях (содержащих одинарные, или «простые» связи С-С). Однако атомы углерода способны образовывать кратные связи (двойные и тройные) между собой и с атомами других элементов. Геометрия молекул содержащих кратные связи существенно отличается от тетраэдра. Углы при атоме углерода при двойной связи составляют 120 ◦ , а при тройной 180 ◦ . Для объяснения этого в концепции гибридизации постулируется возможность участия в образовании 
гибридных орбиталей не всех атомных р-орбиталей. В молекулах содержащих двойную связь в гибридизации участвует только две из трех р-орбиталей с образованием трех гибридных sp 2 -орбиталей лежащих в одной плоскости. Негибридизованная р z -орбиталь располагается перпендикулярно этой плоскости. При этом одна из кратных связей образуется за счет фронтального перекрывания гибридных орбиталей (σ-связь), а вторая – за счет бокового перекрывания негибридизованных р-орбиталей (π-связь). 
Гибридизацию sp 2 имеют атомы углерода в самой распространенной аллотропической модификации углерода – графите, и открытых в конце 20-го века фуллеренах (молекулярная форма углерода).
При образовании тройной связи две из трех связей образуются за счет бокового перекрывания взаимно перпендикулярных негибридизованных р-орбиталей (π-связи), а одна – за счет фронтального перекрывания одной из противоположно направленных sp-гибридных орбиталей (σ-связь).
Электронное строение атома углерода в основном состоянии имеет вид 1s 2 2s 2 2р 2 , то есть на s -орбитали 1-го энергетического уровня находятся два электрона, на s -орбитали и р- орбиталях 2-го энергетического уровня находятся по два электрона. Следует вспомнить, что орбиталью или электронным облаком называют совокупность положений электрона в атоме, то есть область пространства, в которой наибоее вероятно нахождение электрона. Форма электронной орбитали может быть различна. Из электронной формулы атома углерода видно, что у него две разновидности орбиталей: s и p . s -Орбиталь имеет форму сферы, а p-орбиталь - форму гантели или объемной восьмерки. Электроны заполняют орбитали атома в порядке увеличения энергии. Чем ближе к ядру находится орбиталь, тем меньшую энергию имеет электрон, расположенный на ней.
Строение электронной оболочки атома часто изображают с помощью квантовых ячеек. Каждую орбиталь обозначают квадратиком, электроны - стрелками, указывающими различное направление их спина. Валентность атома определяется главным образом числом неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атома углерода имеет вид:
В соответствии с приведенной электронно-графической формулой атом углерода может образовать по обменному механизму только две ковалентные связи. Однако в подавляющем большинстве органических соединений углерод четырехвалентен. Это можно объяснить тем, что при образовании химических связей выделяется энергия, достаточная для перехода одного из электронов с 2s -орбитали на вакантную 2p -орбиталь. Принято говорить, что атом углерода перешел в возбужденное состояние.
Таким образом, атом углерода имеет четыре неспаренных электрона и может образовать четыре ковалентные связи. Расположение орбиталей пространстве можно представить следующим образом:
В возбужденном состоянии три р-орбитали расположены перпендикулярно друг другу.
Строение атома углерода.
Особенности атома углерода объясняются его строением:
1) он имеет четыре валентных электрона;
2) атомы углерода образуют с другими атомами, а также друг с другом общие электронные пары. При этом на внешнем уровне каждого атома углерода будет восемь электронов (октет), четыре из которых одновременно принадлежат другим атомам.
В органической химии обычно пользуются структурными формулами, поскольку атомы имеют пространственное расположение в молекуле.
Структурные формулы – это язык органической химии.
Структурная формула − изображение химических связей между атомами в молекуле с учетом их валентности.
В структурных формулах ковалентная связь обозначается черточкой. Как и в структурных формулах неорганических веществ, каждая черточка означает общую электронную пару, связывающую атомы в молекуле. Используются также эмпирические и электронные формулы.
Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) − химическая связь химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) парывалентных валентных электронных облаков электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называютсяобщей электронной парой. Характерные свойства ковалентной связи − направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость − определяют химические и физические свойства соединений.
Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.
Насыщаемость - способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей , образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.
Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.
Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.
Сигма (σ)-, пи (π)-связи − приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов.
При образовании π-связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи.
Для примера возьмем этиленэтилен, ацетиленацетилен и бензолбензол.
В молекуле этилена С 2 Н 4 имеется двойная связь СН 2 =СН 2 , его электронная формула: Н:С::С:Н.
Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвертого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют π-связью.
В линейной молекуле ацетилена
Н−С≡С−Н (Н: С::: С: Н)
имеются σ-связи между атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами углерода и две π-связи между этими же атомами углерода. Две π-связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.
Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С 6 H 6 лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвертых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные π-связи, а единая π-электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.
В ходе урока вы изучите тему «Электронное строение атома углерода». Будет сформировано понятие об электронных орбиталях и возможных валентных состояниях атома углерода, рассматривается принцип Пауля. Проводится составление электронно-графических формул атомов химических элементов.
Тема: Введение в органическую химию
Урок: Электронное строение атома углерода
Рис. 1. Уравнение Шредингера
Особенности строения органических соединений связаны с особенностями строения атома углерода. Особенности строения атома углерода объясняет наука квантовая механика. Основные положения квантовой механики сводятся к необходимости решить уравнение Шредингера, описывающее поведение электронов в атоме. Рис. 1. В результате решения получается набор, описываемый 4-мя квантовыми числами, которые позволяют предсказать очень многое в свойствах атома. Квантово-механические расчеты позволяют определить наиболеее устойчивые конфигурации атомов и молекул.
Описание электронного состояния атома
Рис. 2. Атом водорода
Рассмотрим простейший атом - атом водорода. Он состоит из одного электрона и одного протона. Рис. 2. Энергию электрона в атоме водорода можно представить как большую лестницу в многоэтажном здании. Наибольшая энергия присутствует на так называемых лестничных пролетах.
· В квантоой механике - это главное квантовое число.( n). Оно принимает значения 1, 2, 3, 4 и т. д.
· Орбитальное квантовое число можно представить как ступеньки между лестничными пролётами. Оно принимает значения от нуля l = 0, 1, 2,.. до n-1.
Буквенные обозначения орбитального квантового числа: s, p, d, f и т. д.
· Поведение электрона описывает третье число: магнитное квантовое число m l
(m l)= -l,…-2, -1, 0, +1, +2,…+l
· Спиновое квантовое число m s . Оно принимает значения m s =+1/2, -1/2 , независимо от главного и орбитального квантовых чисел.
Спин электрона позволяет ему взаимодействовать с другим электроном, несмотря на электрические силы отталкивания, которые имеют очень большие величины. Рис. 3.
Рис. 3. Электроны с разными m s
Для описания поведения электрона в атоме нужен принцип, устанавливающий взаимосвязь всех квантовых чисел. Этот принцип вывел немецкий теоретик В. Паули. Рис. 4. Он гласит: В одной квантовой системе не может быть двух квантовых объектов с полностью одинаковым набором квантовых чисел. Т.е. в одном атоме не может быть двух одинаковых электронов. Используя квантовые числа и принцип Паули, получаем электронное строение атомов.
Рис. 5. Электронное строение атома углерода
Рассмотрим строение атома углерода. Углерод оказался уникальным атомом. В чем его уникальность? В нем присутствует некая симметрия. На 4-х орбиталях находится 4 электрона. Он может образовывать целых 4 связи. Это максимальное число связей для элементов второго периода. Рис. 5.
Углерод в своих соединениях проявляет валентность II и IV. Двухвалентный углерод находится в своей основной электронной конфигурации, а IV-валентный находится в возбужденной конфигурации. При переходе в возбужденное состояние, электрон с 2s орбитали занимает вакантное место на 2р орбитали. Рис. 6. При образовании химической связи происходит гибридизация электронных облаков. Углерод может проявлять степени окисления от -4 до +4. К неорганическим соединениям углерода относятся его оксиды, угольная кислота, её соли - карбонаты и гидрокарбонаты и карбиды. В неорганических соединениях углерод проявляет степень окисления +4, +2, и несколько отрицательных степеней окисления в карбидах.
Рис. 6. Два состояния атома углерода
Одной из особенностей атомов углерода есть его особенность образовывать цепочки неограниченной длины. Из-за этого и существует огромное число органических соединений .
Описание мира на основе четырех базовых первопринципов не было открытием тех ученых, которые создавали квантовую механику. С V века до нашей эры известно, что картина мира, как в европейской части земного шара, так и в Древнем Китае описывалась на базе 4-х первопринципов. Это принципы огня, воздуха, земли и воды. В XX веке их заменили 4 квантовых числа.
Подведение итога урока
В ходе урока вы изучили тему «Электронное строение атома углерода». Было сформировано понятие об электронных орбиталях и возможных валентных состояниях атома углерода, рассматривался принцип Пауля. Проводилось составление электронно-графических формул атомов химических элементов.
Список литературы
1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 10 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е издание. - М.: Просвещение, 2012.
2. Химия. 10 класс. Профильный уровень: учеб. для общеобразоват. учреждений/ В.В. Еремин, Н.Е. Кузьменко, В.В. Лунин и др. - М.: Дрофа, 2008. - 463 с.
3. Химия. 11 класс. Профильный уровень: учеб. для общеобразоват. учреждений/ В.В. Еремин, Н.Е. Кузьменко, В.В. Лунин и др. - М.: Дрофа, 2010. - 462 с.
4. Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. - 4-е изд. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2012. - 278 с.
Домашнее задание
1. №№ 14, 15 (с. 11) Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 10 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е издание. - М.: Просвещение, 2012.
2. Сформулируйте принцип Паули.
3. В чем уникальность строения атома углерода?
