Cтраница 2
В предыдущих главах электронное строение органических молекул описывалось в терминах структур Льюиса, в основу которых положен принцип принятия ( или потери) электронов каждым из атомов молекулы, принимающим при этом конфигурацию инертного газа. Такой способ описания практически ничего не говорит относительно геометрии молекул. Структуры Льюиса не дают также возможности объяснить различия в прочности и реакционной способности различных связей, в частности углерод-углеродных простых, двойных и тройных связей. Необходим более глубокий подход к рассмотрению электронного строения органических молекул. В настоящей главе мы покажем, как формулируются атомно-орбитальные модели органических молекул, и проиллюстрируем некоторые из их достоинств и недостатков. [16]
Каждую молекулу, ион или свободный радикал, имеющие только локализованные электроны, можно изобразить электронной формулой, называемой структурой Льюиса, которая показывает локализацию этих электронов. В формулах Льюиса указывают только валентные электроны; они могут вхоДить в ковалентную связь, соединяющую два атома, или быть неподеленными. Студент должен уметь правильно изображать электронные структуры молекул. Поскольку положение электронов меняется в ходе реакции, необходимо знать, где находятся электроны до смещения и куда они переходят. Существует несколько общих правил, которыми полезно руководствоваться. [17]
Некоторые атомы могут быть связаны более чем одной парой электронов. Нетрудно нарисовать структуры Льюиса и в этом случае; нужно лишь помнить о том, что общее число электронов вокруг каждого атома должно равняться восьми. Это показано ниже на примерах диоксида углерода, формальдегида н азота. Во всех этих структурах электронные пары связей между атомами изображены линиями. [18]
Из приведенных расчетов следуют два важных обобщения. Во-первых, формальный заряд на атоме углерода, показанном в структуре Льюиса символом С с четырьмя связями, равен нулю. Во-вторых, формальный заряд на атоме водорода, представляемом в структуре Льюиса символом II с одной связью, равен нулю. [19]
Так, в молекуле бензола длина каждой связи углерод-углерод несколько меньше, чем среднее арифметическое между простой связью С-С и двойной связью С С. Очевидно, что энергия реальной молекулы меньше, чем энергия любой из структур Льюиса, так как в противном случае молекула должна была бы иметь одну из этих структур. Разность энергий реальной молекулы и самой низкоэнергетической структуры Льюиса [5] называют энергией резонанса. [20]
Величину с в каждом методе получают, решая уравнение для различных значений с и выбирая решение, дающее наименьшую энергию. Практически оба метода дают аналогичные решения для молекул, содержащих только локализованные электроны, и эти решения согласуются со структурами Льюиса, хорошо известными химикам-органикам. Делокализованные системы рассматриваются в гл. [21]
В предыдущих главах электронное строение органических молекул описывалось в терминах структур Льюиса, в основу которых положен принцип принятия ( или потери) электронов каждым из атомов молекулы, принимающим при этом конфигурацию инертного газа. Такой способ описания практически ничего не говорит относительно геометрии молекул. Структуры Льюиса не дают также возможности объяснить различия в прочности и реакционной способности различных связей, в частности углерод-углеродных простых, двойных и тройных связей. Необходим более глубокий подход к рассмотрению электронного строения органических молекул. В настоящей главе мы покажем, как формулируются атомно-орбитальные модели органических молекул, и проиллюстрируем некоторые из их достоинств и недостатков. [22]
Так, в молекуле бензола длина каждой связи углерод-углерод несколько меньше, чем среднее арифметическое между простой связью С-С и двойной связью С С. Очевидно, что энергия реальной молекулы меньше, чем энергия любой из структур Льюиса, так как в противном случае молекула должна была бы иметь одну из этих структур. Разность энергий реальной молекулы и самой низкоэнергетической структуры Льюиса [5] называют энергией резонанса. [23]
Из приведенных расчетов следуют два важных обобщения. Во-первых, формальный заряд на атоме углерода, показанном в структуре Льюиса символом С с четырьмя связями, равен нулю. Во-вторых, формальный заряд на атоме водорода, представляемом в структуре Льюиса символом II с одной связью, равен нулю. [24]
В начале настоящей главы мы расскажем о том, как атомы могут объединяться в молекулы. Рассмотрев различные типы связей, которые существуют в органических соединениях, мы обсудим теорию молекулярных орбиталей и применение этой теории для описания связей в некоторых малых молекулах. Далее мы кратко расскажем о том, как структуры Льюиса используются для представления органических молекул. Часть этого рассказа будет посвящена расчету заряда ( формального заряда) на атомах в молекулах. [25]
Структурные формулы такого типа для серной кислоты и других аналогичных веществ впервые были предложены Джильбертом Ньютоном Льюисом; иногда их называют структурами, Льюиса. Все атомы в этих структурах удовлетворяют правилу октета. Однако в некоторых из этих структур принцип электронейтральности нарушается. Так, в случае серной кислоты, согласно структуре Льюиса, атом серы несет заряд 2 и частично ионный характер связей S-О увеличивает этот положительный заряд. [26]
При написании химических формул мы часто пользуемся формой изображения молекул, предложенной Льюисом. В этой форме записи под символом элемента подразумевается остов данного элемента. Валентные электроны обозначаются точками. Иногда пару электронов изображают черточкой. В подобных формулах, называемых структурами Льюиса, у всех элементов ( кроме водорода) должно быть по 8 валентных электронов. [27]