Как найти двойную связь в химии

From Wikipedia, the free encyclopedia

In chemistry, a double bond is a covalent bond between two atoms involving four bonding electrons as opposed to two in a single bond. Double bonds occur most commonly between two carbon atoms, for example in alkenes. Many double bonds exist between two different elements: for example, in a carbonyl group between a carbon atom and an oxygen atom. Other common double bonds are found in azo compounds (N=N), imines (C=N), and sulfoxides (S=O). In a skeletal formula, a double bond is drawn as two parallel lines (=) between the two connected atoms; typographically, the equals sign is used for this.^[1][2] Double bonds were first introduced in chemical notation by Russian chemist Alexander Butlerov.^{[citation needed]}

Double bonds involving carbon are stronger and shorter than single bonds. The bond order is two. Double bonds are also electron-rich, which makes them potentially more reactive in the presence of a strong electron acceptor (as in addition reactions of the halogens).

• Chemical compounds with double bonds

• 

  Diazene Nitrogen-nitrogen double bond

Double bonds in alkenes[edit]

The type of bonding can be explained in terms of orbital hybridisation. In ethylene each carbon atom has three sp² orbitals and one p-orbital. The three sp² orbitals lie in a plane with ~120° angles. The p-orbital is perpendicular to this plane. When the carbon atoms approach each other, two of the sp² orbitals overlap to form a sigma bond. At the same time, the two p-orbitals approach (again in the same plane) and together they form a pi bond. For maximum overlap, the p-orbitals have to remain parallel, and, therefore, rotation around the central bond is not possible. This property gives rise to cis-trans isomerism. Double bonds are shorter than single bonds because p-orbital overlap is maximized.

• 

  2 sp² orbitals (total of 3 such orbitals) approach to form a sp²-sp² sigma bond

• 

  Two p-orbitals overlap to form a pi-bond in a plane parallel to the sigma plane

• 

With 133 pm, the ethylene C=C bond length is shorter than the C−C length in ethane with 154 pm. The double bond is also stronger, 636 kJ mol⁻¹ versus 368 kJ mol⁻¹ but not twice as much as the pi-bond is weaker than the sigma bond due to less effective pi-overlap.

In an alternative representation, the double bond results from two overlapping sp³ orbitals as in a bent bond.^[3]

Variations[edit]

In molecules with alternating double bonds and single bonds, p-orbital overlap can exist over multiple atoms in a chain, giving rise to a conjugated system. Conjugation can be found in systems such as dienes and enones. In cyclic molecules, conjugation can lead to aromaticity. In cumulenes, two double bonds are adjacent.

Double bonds are common for period 2 elements carbon, nitrogen, and oxygen, and less common with elements of higher periods. Metals, too, can engage in multiple bonding in a metal ligand multiple bond.

Group 14 alkene homologs[edit]

Double bonded compounds, alkene homologs, R₂E=ER₂ are now known for all of the heavier group 14 elements. Unlike the alkenes these compounds are not planar but adopt twisted and/or trans bent structures. These effects become more pronounced for the heavier elements. The distannene (Me₃Si)₂CHSn=SnCH(SiMe₃)₂ has a tin-tin bond length just a little shorter than a single bond, a trans bent structure with pyramidal coordination at each tin atom, and readily dissociates in solution to form (Me₃Si)₂CHSn: (stannanediyl, a carbene analog). The bonding comprises two weak donor acceptor bonds, the lone pair on each tin atom overlapping with the empty p orbital on the other.^[4][5] In contrast, in disilenes each silicon atom has planar coordination but the substituents are twisted so that the molecule as a whole is not planar. In diplumbenes the Pb=Pb bond length can be longer than that of many corresponding single bonds^[5] Plumbenes and stannenes generally dissociate in solution into monomers with bond enthalpies that are just a fraction of the corresponding single bonds. Some double bonds plumbenes and stannenes are similar in strength to hydrogen bonds.^[4] The Carter-Goddard-Malrieu-Trinquier model can be used to predict the nature of the bonding.^[4]

Types of double bonds between atoms[edit]

	C	O	N	S	Si	Ge	Sn	Pb
C	alkene	carbonyl group	imine	thioketone, thial
O		dioxygen	nitroso compound	sulfoxide, sulfone, sulfinic acid, sulfonic acid
N			azo compound
S				disulfur
Si	alkylidenesilanes				silenes
Ge						germenes
Sn							stannenes
Pb								plumbenes

References[edit]

• Pyykkö, Pekka; Riedel, Sebastian; Patzschke, Michael (2005). “Triple-Bond Covalent Radii”. Chemistry: A European Journal. 11 (12): 3511–20. doi:10.1002/chem.200401299. PMID 15832398.

Ковалентная химическая связь
возникает в молекулах между атомами за счет образования общих электронных пар. Под типом ковалентной связи может пониматься как механизм ее образования, так и полярность связи. Вообще ковалентные связи можно классифицировать так:

• По механизму образования ковалентная связь может образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму.
• По полярности ковалентная связь может быть неполярной или полярной.
• По кратности ковалентная связь может быть одинарной, двойной или тройной.

Это значит, что ковалентная связь в молекуле обладает тремя характеристиками. Например, в молекуле хлороводорода (HCl) ковалентная связь образуется по обменному механизму, она полярная и одинарная. В катионе аммония (NH 4 +) ковалентная связь между аммиаком (NH 3) и катионом водорода (H +) образуется по донорно-акцепторному механизму, кроме того эта связь полярна, является одинарной. В молекуле азота (N 2) ковалентная связь образована по обменному механизму, она неполярна, является тройной.

При обменном механизме
образования ковалентной связи у каждого атома есть свободный электрон (или несколько электронов). Свободные электроны разных атомов образуют пары в виде общего электронного облака.

При донорно-акцепторном механизме
образования ковалентной связи у одного атома есть свободная электронная пара, а у другого есть пустая орбиталь. Первый (донор) отдает пару в общее пользование со вторым (акцептор). Так в катионе аммония у азота есть неподеленная пара, а у иона водорода есть свободная орбиталь.

Неполярная ковалентная связь
образуется между атомами одного химического элемента. Так в молекулах водорода (H 2), кислорода (O 2) и др. связь неполярна. Это значит, что общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам, т. к. у них одинаковая электроотрицательность.

Полярная ковалентная связь
образуется между атомами разных химических элементов. Более электроотрицательный атом смещает к себе электронную пару. Чем больше различие электроотрицательностей атомов, тем сильнее будут смещены электроны, и связь будет более полярной. Так в CH 4 смещение общих электронных пар от атомов водорода к атому углерода не столь велико, т. к. углерод не намного электроотрицательней водорода. Однако во фтороводороде HF связь сильно полярная, т. к. разница в электроотрицательности между водородом и фтором значительна.

Одинарная ковалентная связь
образуется, если атомы делят одну электронную пару, двойная
– если две, тройная
– если три. Примером одинарной ковалентной связи могут быть молекулы водорода (H 2), хлороводорода (HCl). Пример двойной ковалентной связи – молекула кислорода (O 2), где каждый атом кислорода имеет два неспаренных электрона. Пример тройной ковалентной связи – молекула азота (N 2).

Кратные (двойные и тройные) связи

Во многих молекулах атомы соединены двойными и тройными связями:

Возможность образования кратных связей обусловлена геометрическими характеристиками атомных орбиталей. Атом водорода образует свою единственную химическую связь с участием валентной 5-орбитали, имеющей сферическую форму. У остальных атомов, включая даже атомы элементов 5-блока, появляются валентные р-орбитали, имеющие пространственную направленность вдоль осей координат.

В молекуле водорода химическая связь осуществляется электронной парой, облако которой сконцентрировано между атомными ядрами. Связи такого типа называют ст-связями (а – читается «сигма»). Они образуются при взаимном перекрывании как 5-, так ир-орбиталей (рис. 6.3).

Рис. 63

Для еще одной пары электронов места между атомами не остается. Как тогда образуются двойные и даже тройные связи? Возможно перекрывание электронных облаков, ориентированных перпендикулярно к оси, проходящей через центры атомов (рис. 6.4). Если ось молекулы совместить с координатой х у
то перпендикулярно к ней ориентированы орбитали p lf
и р 2 .
Попарное перекрывание р у
и р 2
орбиталей двух атомов дает химические связи, электронная плотность которых сконцентрирована симметрично с двух сторон от оси молекулы. Они называются л-связями.

Если у атомов на р у
и (или) р 2
орбиталях имеются неспарениые электроны, то образуются одна или две л-связи. Этим и объясняется возможность существования двойных (а + я) и тройных (а + я + я) связей. Простейшей молекулой с двойной связью между атомами является молекула углеводорода этилена С 2 Н 4 . На рис. 6.5 представлено облако я-связи в этой молекуле, а ст-связи обозначены схематически штрихами. Молекула этилена состоит из шести атомов. Вероятно, читателям приходит в голову, что двойную связь между атомами изображают в более простой двухатомной молекуле кислорода (0=0). В действительности, электронное строение молекулы кислорода более сложно, и ее строение удалось объяснить только на основе метода молекулярных орбиталей (см. ниже). Примером простейшей молекулы с тройной связью является азот. На рис. 6.6 представлены я-связи в этой молекуле, точками показаны неподеленные электронные пары азота.

Рис. 6.4.

Рис. 6.5.

Рис. 6.6.

При образовании я-связей прочность молекул возрастает. Для сравнения возьмем некоторые примеры.

Рассматривая приведенные примеры, можно сделать следующие выводы:

• – прочность (энергия) связи возрастает при увеличении кратности связи;
• – на примере водорода, фтора и этана можно также убедиться, что прочность ковалентной связи определяется не только кратностью, но и природой атомов, между которыми возникла эта связь.

В органической химии хорошо известно, что молекулы с кратными связями более реакционноспособны, чем так называемые насыщенные молекулы. Причина этого становится понятной при рассмотрении формы электронных облаков. Электронные облака a-связей сконцентрированы между ядрами атомов и как бы экранированы (защищены) ими от воздействия других молекул. В случае я-связи электронные облака не экранированы ядрами атомов и легче смещаются при сближении реагирующих молекул. Этим облегчаются последующие перестройка и превращение молекул. Исключением среди всех молекул является молекула азота, которая характеризуется одновременно очень большой прочностью и крайне низкой реакционной способностью. Поэтому азот и оказатся главной составляющей атмосферы.

Ковалентная связь. Кратная связь. Неполярная связь. Полярная связь.

Валентные электроны. Гибридная(гибридизованная) орбиталь. Длина связи

Ключевые слова.

Характеристика химических связей в биоорганических соединениях

АРОМАТИЧНОСТЬ

ЛЕКЦИЯ 1

СОПРЯЖЕННЫЕ СИСТЕМЫ: АЦИКЛИЧЕСКИЕ И ЦИКЛИЧЕСКИЕ.

1. Характеристика химических связей в биоорганических соединениях. Гибридизация орбиталей атома углерода.

2. Классификация сопряженных систем: ациклические и циклические.

3 Виды сопряжения: π , π и π , р

4. Критерии устойчивости сопряженных систем – « энергия сопряжения»

5. Ациклические(нециклические) сопряженные системы, виды сопряжения. Основные представители (алкадиены, непредельные карбоновые кислоты, витамин А, каротин, ликопин).

6. Циклические сопряженные системы. Критерии ароматичности. Правило Хюккеля. Роль π-π- , π-ρ-сопряжения в образовании ароматических систем.

7.Карбоциклические ароматические соединения: (бензол, нафталин, антрацен, фенантрен, фенол, анилин, бензойная кислота)- строение, образование ароматической системы.

8. Гетероциклические ароматические соединения (пиридин, пиримидин, пиррол, пурин, имидазол, фуран, тиофен)- строение, особенности образования ароматической системы. Гибридизация электронных орбиталей атома азота при образовании пяти – и шестичленных гетероароматических соединений.

9. Медико- биологическое значение природных соединений, содержащих сопряженные системы связей, и ароматических.

Исходный уровень знаний для усвоения темы (школьный курс химии)
:

Электронные конфигурации элементов(углерод, кислород, азот, водород, сера. галогены), понятие «орбиталь», гибридизация орбиталей и пространственная ориентация орбиталей элементов 2 периода., виды химических связей, особенности образования ковалентных σ-и π –связей, изменение электроотрицательности элементов в периоде и группе, классификацию и принципы номенклатуры органических соединений.

Органические молекулы образованы посредством ковалентных связей. Ковалентные связи возникают между двумя ядрами атомов за счет общей (обобществленной) пары электронов. Такой способ относится к обменному механизму. Образуются неполярные и полярные связи.

Неполярные связи характеризуются симметричным распределением электронной плотности между двумя атомами, которые эта связь соединяет.

Полярные связи характеризуются несимметричным (неравномерным) распределением электронной плотности, происходит ее смещение в сторону более электроотрицательного атома.

Ряды электроотрицательности (составлены в сторону уменьшения)

А) элементы: F > O > N > C1 > Br > I ~~ S > C > H

Б) атом углерода: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Ковалентные связи могут быть двух типов: сигма (σ) и пи (π).

В органических молекулах сигма (σ) связи образованы электронами, расположенными на гибридных(гибридизованных) орбиталях, электронная плотность располагается между атомами на условной линии их связывания.

π -Связи (пи -связи) возникают при перекрывании двух негибридизованных р-орбиталей. Главные оси их располагаются параллельно друг другу и перпендикулярны линии σ -связи. Сочетание σ и π –связей носит название двойная(кратная) связь, состоит из двух пар электронов. Тройная связь состоит из трех пар электронов- одна σ – и две π -связи.(в биоорганических соединениях встречается крайне редко).

σ
-Связи участвуют в образовании скелета молекулы, они являются главными, а π
-связи можно рассматривать как дополнительные, но придающие молекулам особые химические свойства.

1.2. Гибридизация орбиталей атома углерода 6 С

Электронная конфигурация невозбужденного состояния атома углерода

выражается распределением электронов 1s 2 2s 2 2p 2 .

Однако в биоорганических соединениях, как впрочем, и в большинстве неорганических веществ, атом углерода имеет валентность равную четырем.

Происходит переход одного из 2s электронов на свободную 2р орбиталь. Возникают возбужденные состояния атома углерода, создающие возможность образования трех гибридных состояний, обозначаемых как С sp 3 , С sp 2 , С sp .

Гибридная орбиталь имеет характеристики, отличные от «чистых» s, p, d- орбиталей и является « смесью» двух или более типов негибридизованных орбиталей
.

Гибридные орбитали свойственны атомам только в молекулах.

Понятие гибридизации введено в 1931г Л.Полингом, лауреатом Нобелевской премии,.

Рассмотрим расположение в пространстве гибридных орбиталей.

С s p 3 — — — —

В возбужденном состоянии образуются 4 равноценные гибридные орбитали. Расположение связей соответствует направлению центральных углов правильного тетраэдра, величина угла между двумя любыми связями равна 109 0 28 , .

В алканах и их производных (спирты, галогеналканы, амины) все атомы углерода, кислорода, азота находятся в одинаковом гибридном sp 3 cостоянии. Атом углерода образует четыре, атом азота три, атом кислорода две ковалентные σ
-связи. Вокруг этих связей возможно свободное вращение частей молекулы относительно друг друга.

В возбужденном состоянии sp 2 возникает три равноценные гибридные орбитали, расположенные на них электроны образуют три σ
-связи, которые располагаются в одной плоскости, угол между связями 120 0 . Негибридизованные 2р – орбитали двух соседних атомов образуют π
-связь. Она располагается перпендикулярно плоскости, в которой находятся σ
-связи. Взаимодействие р-электронов носит в этом случае название « бокового перекрывания». Кратная связь не допускает вокруг себя свободного вращения частей молекулы. Фиксированное положение частей молекулы сопровождается образованием двух геометрических плоскостных изомерных форм, которые носят название: цис(cis) – и транс(trans)- изомеры. (цис-лат
– по одну сторону, транс- лат
– через).

π
-связь

Атомы, связанные двойной связью, находятся в состоянии гибридизации sp 2 и

присутствуют в алкенах, ароматических соединениях, образуют карбонильную группу

>С=О, азометиновую группу (имино группу) -СН= N-

С sp 2 – — — —

Структурная формула органического соединения изображается с помощью структур Льюиса (каждая пара электронов между атомами заменяется черточкой)

С 2 Н 6 СН 3 – СН 3 H H

1.3. Поляризация ковалентных связей

Ковалентная полярная связь характеризуется неравномерным распределением электронной плотности. Для обозначения направления смещения электронной плотности используют два условных изображения.

Полярная σ – связь
. Смещение электронной плотности обозначают стрелкой вдоль линии связи. Конец стрелки направлен в сторону более электроотрицательного атома. Появление частичных положительных и отрицательных зарядов указывают с помощью буквы « б» « дельта» с нужным знаком заряда.

б + б- б+ б + б- б + б-

СН 3 – > О<- Н СН 3 – > С1 СН 3 – > NН 2

метанол хлорметан аминометан (метиламин)

Полярная π -связь
. Смещение электронной плотности обозначают полукруглой (выгнутой) стрелкой над пи-связью также направленной в сторону более электроотрицательного атома. ()

б + б- б+ б-

Н 2 С = О СН 3 – С ===О

метаналь |

СН 3 пропанон -2

1.Определите тип гибридизации атомов углерода, кислорода, азота в соединениях А, Б, В. Назовите соединения, используя правила номенклатуры IUPAC .

А. СН 3 -СН 2 – СН 2 -ОН Б. СН 2 = СН – СН 2 – СН=О

В. СН 3 – N Н– С 2 Н 5

2. Сделайте обозначения, характеризующие направление поляризации всех указанных связей в соединениях (А – Г)

А. СН 3 – Вr Б. С 2 Н 5 – О- Н В. СН 3 -NН- С 2 Н 5

170762
0

Каждый атом обладает некоторым числом электронов.

Вступая в химические реакции, атомы отдают, приобретают, либо обобществляют электроны, достигая наиболее устойчивой электронной конфигурации. Наиболее устойчивой оказывается конфигурация с наиболее низкой энергией (как в атомах благородных газов). Эта закономерность называется “правилом октета” (рис. 1).

Рис. 1.

Это правило применимо ко всем типам связей
. Электронные связи между атомами позволяют им формировать устойчивые структуры, от простейших кристаллов до сложных биомолекул, образующих, в конечном счете, живые системы. Они отличаются от кристаллов непрерывным обменом веществ. При этом многие химические реакции протекают по механизмам электронного переноса
, которые играют важнейшую роль в энергетических процессах в организме.

Химическая связь – это сила, удерживающая вместе два или несколько атомов, ионов, молекул или любую их комбинацию
.

Природа химической связи универсальна: это электростатическая сила притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными ядрами, определяемая конфигурацией электронов внешней оболочки атомов. Способность атома образовывать химические связи называется валентностью
, или степенью окисления
. С валентностью связано понятие о валентных электронах
– электронах, образующих химические связи, то есть находящихся на наиболее высокоэнергетических орбиталях. Соответственно, внешнюю оболочку атома, содержащую эти орбитали, называют валентной оболочкой
. В настоящее время недостаточно указать наличие химической связи, а необходимо уточнить ее тип: ионная, ковалентная, диполь-дипольная, металлическая.

Первый тип связи –
ионная

связь

В соответствии с электронной теорией валентности Льюиса и Косселя, атомы могут достичь устойчивой электронной конфигурации двумя способами: во-первых, теряя электроны, превращаясь в катионы
, во-вторых, приобретая их, превращаясь в анионы
. В результате электронного переноса благодаря электростатической силе притяжения между ионами с зарядами противоположного знака образуется химическая связь, названная Косселем «электровалентной
» (теперь ее называют ионной
).

В этом случае анионы и катионы образуют устойчивую электронную конфигурацию с заполненной внешней электронной оболочкой. Типичные ионные связи образуются из катионов Т и II групп периодической системы и анионов неметаллических элементов VI и VII групп (16 и 17 подгрупп – соответственно, халькогенов
и галогенов
). Связи у ионных соединений ненасыщенные и ненаправленные, поэтому возможность электростатического взаимодействия с другими ионами у них сохраняется. На рис. 2 и 3 показаны примеры ионных связей, соответствующих модели электронного переноса Косселя.

Рис. 2.

Рис. 3.
Ионная связь в молекуле поваренной соли (NaCl)

Здесь уместно напомнить о некоторых свойствах, объясняющих поведение веществ в природе, в частности, рассмотреть представление о кислотах
и основаниях
.

Водные растворы всех этих веществ являются электролитами. Они по-разному изменяют окраску индикаторов
. Механизм действия индикаторов был открыт Ф.В. Оствальдом. Он показал, что индикаторы представляют собой слабые кислоты или основания, окраска которых в недиссоциированном и диссоциированном состояниях различается.

Основания способны нейтрализовать кислоты. Не все основания растворимы в воде (например, нерастворимы некоторые органические соединения, не содержащие ‑ ОН-групп, в частности, триэтиламин N(С 2 Н 5) 3)
; растворимые основания называют щелочами
.

Водные растворы кислот вступают в характерные реакции:

а) с оксидами металлов – с образованием соли и воды;

б) с металлами – с образованием соли и водорода;

в) с карбонатами – с образованием соли, СO
2 и Н
2 O
.

Свойства кислот и оснований описывают несколько теорий. В соответствие с теорией С.А. Аррениуса, кислота представляет собой вещество, диссоциирующее с образованием ионов Н
+ , тогда как основание образует ионы ОН
‑ . Эта теория не учитывает существования органических оснований, не имеющих гидроксильных групп.

В соответствие с протонной
теорией Бренстеда и Лоури, кислота представляет собой вещество, содержащее молекулы или ионы, отдающие протоны (доноры
протонов), а основание – вещество, состоящее из молекул или ионов, принимающие протоны (акцепторы
протонов). Отметим, что в водных растворах ионы водорода существуют в гидратированной форме, то есть в виде ионов гидроксония H 3 O
+ . Эта теория описывает реакции не только с водой и гидроксидными ионами, но и осуществляющиеся в отсутствие растворителя или с неводным растворителем.

Например, в реакции между аммиаком NH
3 (слабым основанием) и хлороводородом в газовой фазе образуется твердый хлорид аммония, причем в равновесной смеси двух веществ всегда присутствуют 4 частицы, две из которых – кислоты, а две другие – основания:

Эта равновесная смесь состоит из двух сопряженных пар кислот и оснований:

1) NH
4 + и NH
3

2) HCl
и Сl
‑

Здесь в каждой сопряженной паре кислота и основание различаются на один протон. Каждая кислота имеет сопряженное с ней основание. Сильной кислоте соответствует слабое сопряженное основание, а слабой кислоте – сильное сопряженное основание.

Теория Бренстеда-Лоури позволяет объяснить уникальность роли воды для жизнедеятельности биосферы. Вода, в зависимости от взаимодействующего с ней вещества, может проявлять свойства или кислоты, или основания. Например, в реакциях с водными растворами уксусной кислоты вода является основанием, а с водными растворами аммиака – кислотой.

1) СН 3 СООН
+ Н 2 O
↔ Н 3 O
+ + СН 3 СОО
‑ . Здесь молекула уксусной кислоты донирует протон молекуле воды;

2) NH 3
+ Н 2 O
↔ NH 4
+ + ОН
‑ . Здесь молекула аммиака акцептирует протон от молекулы воды.

Таким образом, вода может образовывать две сопряженные пары:

1) Н 2 O
(кислота) и ОН
‑ (сопряженное основание)

2) Н 3 О
+ (кислота) и Н 2 O
(сопряженное основание).

В первом случае вода донирует протон, а во втором – акцептирует его.

Такое свойство называется амфипротонностью
. Вещества, способные вступать в реакции в качестве и кислот, и оснований, называются амфотерными
. В живой природе такие вещества встречаются часто. Например, аминокислоты способны образовывать соли и с кислотами, и с основаниями. Поэтому пептиды легко образуют координационные соединения с присутствующими ионами металлов.

Таким образом, характерное свойство ионной связи – полное перемещение нары связывающих электронов к одному из ядер. Это означает, что между ионами существует область, где электронная плотность почти нулевая.

Второй тип связи –
ковалентная

связь

Атомы могут образовывать устойчивые электронные конфигурации путем обобществления электронов.

Такая связь образуется, когда пара электронов обобществляется по одному от каждого
атома. В таком случае обобществленные электроны связи распределены между атомами поровну. Примерами ковалентной связи можно назвать гомоядерные
двухатомные молекулы Н
2 , N
2 , F
2 . Этот же тип связи имеется у аллотропов O
2 и озона O
3 и у многоатомной молекулы S
8 , а также у гетероядерных молекул
хлороводорода НСl
, углекислого газа СO
2 , метана СH
4 , этанола С
2 Н
5 ОН
, гексафторида серы SF
6 , ацетилена С
2 Н
2 . У всех этих молекул электроны одинаково общие, а их связи насыщенные и направлены одинаково (рис. 4).

Для биологов важно, что у двойной и тройной связей ковалентные радиусы атомов по сравнению с одинарной связью уменьшены.

Рис. 4.
Ковалентная связь в молекуле Сl 2 .

Ионный и ковалентный типы связей – это два предельных случая множества существующих типов химических связей, причем на практике большинство связей промежуточные.

Соединения двух элементов, расположенных в противоположных концах одного или разных периодов системы Менделеева, преимущественно образуют ионные связи. По мере сближения элементов в пределах периода ионный характер их соединений уменьшается, а ковалентный – увеличивается. Например, галогениды и оксиды элементов левой части периодической таблицы образуют преимущественно ионные связи (NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH
), а такие же соединения элементов правой части таблицы – ковалентные (Н 2 O, СO 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4
, фенол C 6 H 5 OH
, глюкоза С 6 H 12 О 6
, этанол С 2 Н 5 ОН
).

Ковалентная связь, в свою очередь, имеет еще одну модификацию.

У многоатомных ионов и в сложных биологических молекулах оба электрона могут происходить только из одного
атома. Он называется донором
электронной пары. Атом, обобществляющий с донором эту пару электронов, называется акцептором
электронной пары. Такая разновидность ковалентной связи названа координационной (донорно-акцепторной
,
или
дативной
)
связью
(рис. 5). Этот тип связи наиболее важен для биологии и медицины, поскольку химия наиболее важных для метаболизма d-элементов в значительной степени описывается координационными связями.

Pиc. 5.

Как правило, в комплексном соединении атом металла выступает акцептором электронной пары; наоборот, при ионных и ковалентных связях атом металла является донором электрона.

Суть ковалентной связи и ее разновидности – координационной связи – можно прояснить с помощью еще одной теории кислот и оснований, предложенной ГН. Льюисом. Он несколько расширил смысловое понятие терминов «кислота» и «основание» по теории Бренстеда-Лоури. Теория Льюиса объясняет природу образования комплексных ионов и участие веществ в реакциях нуклеофильного замещения, то есть в образовании КС.

Согласно Льюису, кислота – это вещество, способное образовывать ковалентную связь путем акцептирования электронной пары от основания. Льюисовым основанием названо вещество, обладающее неподеленной электронной парой, которое, донируя электроны, образует ковалентную связь с Льюисовой кислотой.

То есть теория Льюиса расширяет круг кислотно-основных реакций также на реакции, в которых протоны не участвуют вовсе. Причем сам протон, по этой теории, также является кислотой, поскольку способен акцептировать электронную пару.

Следовательно, согласно этой теории, катионы являются Льюисовыми кислотами, а анионы – Льюисовыми основаниями. Примером могут служить следующие реакции:

Выше отмечено, что подразделение веществ на ионные и ковалентные относительное, поскольку полного перехода электрона от атомов металла к акцепторным атомам в ковалентных молекулах не происходит. В соединениях с ионной связью каждый ион находится в электрическом поле ионов противоположного знака, поэтому они взаимно поляризуются, а их оболочки деформируются.

Поляризуемость
определяется электронной структурой, зарядом и размерами иона; у анионов она выше, чем у катионов. Наибольшая поляризуемость среди катионов – у катионов большего заряда и меньшего размера, например, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+
. Сильным поляризующим действием обладает Н
+ . Поскольку влияние поляризации ионов двустороннее, она значительно изменяет свойства образуемых ими соединений.

Третий тип связи –
диполь-дипольная

связь

Кроме перечисленных типов связи, различают еще диполь-дипольные межмолекулярные
взаимодействия, называемые также вандерваалъсовыми

.

Сила этих взаимодействий зависит от природы молекул.

Выделяют взаимодействия трех типов: постоянный диполь – постоянный диполь (диполь-дипольное
притяжение); постоянный диполь – индуцированный диполь (индукционное
притяжение); мгновенный диполь – индуцированный диполь (дисперсионное
притяжение, или лондоновские силы; рис. 6).

Рис. 6.

Диполь-дипольным моментом обладают только молекулы с полярными ковалентными связями (HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl
), причем сила связи составляет 1-2 дебая
(1Д = 3,338 × 10 ‑30 кулон-метра – Кл × м).

В биохимии выделяют еще один тип связи – водородную

связь, являющуюся предельным случаем диполь-дипольного
притяжения. Эта связь образована притяжением между атомом водорода и электроотрицательным атомом небольшого размера, чаще всего – кислородом, фтором и азотом. С крупными атомами, обладающими аналогичной электроотрицательностью (например, с хлором и серой), водородная связь оказывается значительно более слабой. Атом водорода отличается одной существенной особенностью: при оттягивании связывающих электронов его ядро – протон – оголяется и перестает экранироваться электронами.

Поэтому атом превращается в крупный диполь.

Водородная связь, в отличие от вандерваальсовой, образуется не только при межмолекулярных взаимодействиях, но и внутри одной молекулы – внутримолекулярная
водородная связь. Водородные связи играют в биохимии важную роль, например, для стабилизации структуры белков в виде а-спирали, или для образования двойной спирали ДНК (рис. 7).

Рис.7.

Водородная и вандерваальсовая связи значительно слабее, чем ионная, ковалентная и координационная. Энергия межмолекулярных связей указана в табл. 1.

Таблица 1.
Энергия межмолекулярных сил

Примечание
: Степень межмолекулярных взаимодействий отражают показатели энтальпии плавления и испарения (кипения). Ионным соединениям требуется для разделения ионов значительно больше энергии, чем для разделения молекул. Энтальпии плавления ионных соединений значительно выше, чем молекулярных соединений.

Четвертый тип связи –
металлическая связь

Наконец, имеется еще один тип межмолекулярных связей – металлический
:
связь положительных ионов решетки металлов со свободными электронами. В биологических объектах этот тип связи не встречается.

Из краткого обзора типов связей выясняется одна деталь: важным параметром атома или иона металла – донора электронов, а также атома – акцептоpa электронов является его размер
.

Не вдаваясь в детали, отметим, что ковалентные радиусы атомов, ионные радиусы металлов и вандерваальсовы радиусы взаимодействующих молекул увеличиваются по мере возрастания их порядкового номера в группах периодической системы. При этом значения радиусов ионов – наименьшие, а вандерваальсовых радиусов – наибольшие. Как правило, при движении вниз по группе радиусы всех элементов увеличиваются, причем как ковалентные, так и вандерваальсовы.

Наибольшее значение для биологов и медиков имеют координационные
(донорно-акцепторные
) связи, рассматриваемые координационной химией.

Медицинская бионеорганика. Г.К. Барашков

Химическая связь
– это взаимодействия электронов и атомного ядра одной частицы (атома, иона, молекулы и т. д.) с электронами и атомным ядром другой частицы, удерживающие эти частицы в стабильном или метастабильном химическом соединении. Современное описание химической связи проводится на основе квантовой механики. Основные характеристики химической связи – прочность, длина, полярность.

Типы связи

1. Одноэлектронная химическая связь
   
2. Металлическая связь
   
3. Ковалентная связь
   
4. Ионная связь
5. Ван-дер-ваальсова связь
   
6. Водородная связь
   
7. Двухэлектронная трёхцентровая химическая связь
   

Простейшая одноэлектронная ковалентная химическая связь

Простейшая одноэлектронная химическая связь создаётся единственным валентным электроном. Оказывается, что один электрон способен удерживать в едином целом два положительно заряженных иона. В одноэлектронной связи кулоновские силы отталкивания положительно заряженных частиц компенсируются кулоновскими силами притяжения этих частиц к отрицательно заряженному электрону. Валентный электрон становится общим для двух ядер молекулы.

Примерами
таких химических соединений являются молекулярные ионы: H 2+ , Li 2+ , Na 2+ , K 2+ , Rb 2+ , Cs 2+

Одинарная ковалентная связь

Одинарная ковалентная химическая связь создаётся связывающей электронной парой. Во всех существующих теориях (теория валентных связей, теория молекулярных орбиталей, теория отталкивания валентных электронных пар, боровская модель химической связи) связывающая электронная пара располагается в пространстве между атомами молекулы. Различают полярную и неполярную ковалентную связи.

Неполярная ковалентная связь имеет место в гомоядерных двухатомных молекулах, в которых связывающая электронна
я пара равноудалена от обоих ядер молекулярной системы.

Расстояние d между атомными ядрами можно рассматривать как сумму ковалентных радиусов соответствующих атомов.

Расстояние между атомными ядрами в одинарной двухэлектронной ковалентной связи короче аналогичного расстояния в простейшей одноэлектронной химической связи.

Кратные ковалентные связи

Кратные ковалентные связи представлены непредельными органическими соединениями, содержащими двойную и тройную химические связи. Для описания природы непредельных соединений Л.Полинг вводит понятия сигма- и π-связей, гибридизации атомных орбиталей.

Гибридизация Полинга для двух S- и двух p- электронов позволила объяснить направленность химических связей, в частности тетраэдрическую конфигурацию метана. Для объяснения структуры этилена из четырёх равноценных Sp3- электронов атома углерода приходится вычленять один p-электрон для образования дополнительной связи, получившей название π-связи. При этом три оставшиеся Sp2-гибридные орбитали располагаются в плоскости под углом 120° и образуют основные связи, например, плоскую молекулу этилена.

В случае молекулы ацетилена в гибридизации принимают участие (по Полингу) всего лишь одна S- и одна p-орбитали, при этом образуются две Sp-орбитали, расположенные под углом в 180° и направленные в противоположные сороны. Две «чистые» p-орбитали атомов углерода попарно перекрываются во взаимоперпендикулярных плоскостях, образуя две π-связи линейной молекулы ацетилена.

Взгляды Л.Полинга нашли отражение в его книге «Природа химической связи, на долгие годы ставшей настольной книгой химика. В 1954 году Л.Полинг удостоен Нобелевской премии по химии с формулировкой «За исследование природы химической связи и его применение для опеделения структуры сложных соединений».

Однако физический смысл избирательной гибридизации атомных орбиталей оставался неясным, гибридизация представляла собой алгебраические преобразования, которым не могла быть приписана физическая реальность.

Лайнус Полинг предпринял попытку улучшения описания химической связи, исключив избирательность гибридизации орбиталей в молекулах непредельных соединений и создав теорию изогнутой химической связи. В своём докладе на симпозиуме по теоретической органической химии, посвящённой памяти Кекуле (Лондон, сентябрь 1958 года), Л.Полинг предложил новый путь описания двойной связи как комбинации двух одинаковых изогнутых химических связей, а тройной связи – трёх изогнутых химических связей. На этом

симпозиуме Л.Полинг со всей категоричностью утверждал:

Могут найтись химики, полагающие что чрезвычайно важным новшеством… явилось описание σ,π- описания для двойной или тройной связи и сопряжённых систем вместо описания с помощью изогнутых связей. Я же утверждаю, что σ,π- описание менее удовлетворительно, чем описание с помощью изогнутых связей, что это нововведение является только переходящим и вскоре отомрёт.

В новой теории Полинга все связывающие электроны становились равноценными и равноудалёнными от линии, соединяющей ядра молекулы. Теория изогнутой химической связи Полинга учитывала статистическую интерпретацию волновой функции М.Борна, кулоновскую электронную корреляцию электронов. Появился физический смысл – природа химической связи полностью определяется электрическим взаимодействием ядер и электронов. Чем больше связывающих электронов, тем меньше межъядерное расстояние и прочнее химическая связь между атомами углерода.

Трёхцентровая химическая связь

Дальнейшее развитие представлений о химической связи дал американской физикохимик У.Липскомб, разработавший теорию двухэлектронных трёхцентровых связей и топологическую теорию, позволяющую предсказывать строение ещё некоторых гидридов бора (бороводородов).

Электронная пара в трёхцентровой химической связи становится общей для трёх ядер атомов. В простейшем представителе трёхцентровой химической связи – молекулярном ионе водорода H3+ электронная пара удерживает в едином целом три протона.

В молекуле диборана функционируют четыре одинарные ковалентные связи B-H и две двухэлектронные трёхцентровые связи. Межъядерное расстояние в одинарной ковалентной связи B-H составляет 1,19 Å, в то время как аналогичное расстояние в трёхцентровой связи B-H-B составляет 1,31 Å. Угол трёхцентровой связи B-H-B (φ) равен 830. Комбинация двух трёхцентровых связей в молекуле диборана позволяет удерживать ядра атомов бора на расстоянии dB-B = 2 · 1,31 · sin φ/2 = 1,736 Å. Ядра связывающих атомов водорода удалены от плоскости, в которой расположены четыре одинарные ковалентные связи B-H, на расстоянии h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Å.

Трёхцентровые связи могут реализоваться не только в треугольнике из двух атомов бора и одного атома водорода, но и между тремя атомами бора, например в каркасных бороводородах (пентаборан – B 5 H 9 , декаборан – B 10 H 4 и др.). В этих структурах есть обычные (концевые) и входящие в трёхцентровую связь (мостиковые) атома водорода и треугольники из атомов бора.

Существование боранов с их двухэлектронными трёхцентровыми связями с «мостиковыми» атомами водорода нарушало каноническое учение о валентности. Атом водорода, считавшийся ранее стандартным одновалентным элементом, оказался связанным одинаковыми связями с двумя атомами бора и стал формально двухвалентным элементом. Работы У.Липскомба по расшифровке строения боранов расширяли представления о химической связи. Нобелевский комитет удостоил Уильяма Нанна Липскомба премии по химии за 1976 год с формулировкой “За исследования структуры боранов (боргидритов), проясняющие проблемы химических связей).

Многоцентровая химическая связь

В 1951 году Т.Кили и П.Посон неожиданно при синтезе дициклопентадиенила получили совершенно новое железоорганическое соединение. Получение неизвестного ранее исключительно устойчивого жёлто-оранжевого кристаллического соединения железа сразу привлекло к себе внимание.

Э.Фишер и Д.Уилкинсон независимо друг от друга установили структуру нового соединения – два кольца циклопентадиенила расположены параллельно, слоями, или в виде «сэндвича» с атомом железа, расположенным между ними по центру (рис.8). Название «ферроцен» было предложено Р.Вудвордом (вернее, сотрудником его группы Д.Уайтингом). В нём отражено наличие в соединении атома железа и десяти углеродных атомов (zehn – десять).

Все десять связей (C-Fe) в молекуле ферроцена равноценны, величина межъядерного расстояния Fe-c – 2,04 Å. Все атомы углерода в молекуле ферроцена структурно и химически эквивалентны, длина каждой связи C-C 1,40 – 1,41 Å (для сравнения, в бензоле длина связи C-C 1,39 Å). Вокруг атома железа возникает 36- электронная оболочка.

В 1973 году Эрнст Отто Фишер и Джефри Уилкинсон были удостоены Нобелевской премии по химии с формулировкой «За новаторскую, проделанную независимо друг от друга работу, в области металлоорганических, так называемых сандвичевых соединений». Индвар Линдквист, член Шведской королевской академии наук, в своей речи при презентации лауреатов, заявил, что «открытие и доказательство новых принципов связей и структур, имеющихся в сандвичевых соединениях, являются значительным достижением, практическую значимость которых в настоящее время ещё невозможно предсказать».

В настоящее время получены дициклопентадиенильные производные многих металлов. Производные переходных металлов имеют ту же структуру и ту же природу связи, что и ферроцен. Лантаноиды образуют не сандвичеву структуру, а конструкцию, напоминающую трёхлучевую звезду[ Атомы La, Ce, Pr, Nd создают, следовательно, пятнадцати центровую химическую связь.

Вскоре вслед за ферроценом был получен дибензолхром. По той же схеме получены дибензолмолибден и дибензолванадий]. Во всех соединениях этого класса атомы металла удерживают в едином целом два шестичленных кольца. Все 12 связей металл-углерод в этих соединениях идентичны.

Синтезирован также ураноцен [бис(циклооктатетраен)уран], в котором атом урана удерживает два восьмичленных кольца. Все 16 связей уран-углерод в ураноцене идентичны. Ураноцен получают взаимодействием UCl 4 со смесью циклооктатетраена и калия в тетрагидрофуране при минус 300 C.

постараюсь объяснить по-простому. химические связи бывают ковалентная полярная(все элементы в веществе неметаллические, например, Н2О), ковалентная неполярная(элементы неметаллические и одинаковые, например О2), ионная (металлический и неметаллический элемент, например, К2О). Связи одинарные, если между элементами в соединении образовалась одна общая электронная пара. Соответственно, двойная связь – 2 общих электронных пар. Точки – это валентные электроны(т.е номер группы). Например, Хлор стоит в седьмой группе – значит у него 7 электронов. 1 электрон неспаренный. Вот я изобразила образование ковалентной полярной связи  молекулы СІ2:
 ··        ··         ··  ··  
:СІ· + ·СІ: =  :СІ:СІ:    и графическая(структурная) формула СІ-СІ 
 ··        ··        ··   ··

теперь посмотри образование двойной связи в молекуле кислорода О2:
  ·        ·
:О· + ·О: = :О::О:      О=О
 ··       ··       ··  ··

Образование тройной связи в молекуле азота N2
  ·      ·
:N·+·N: =  :N:::N:       N≡N
 ·      ·

Двойная связь

Связанные понятия

Карбанион — анион, содержащий чётное число электронов со свободной электронной парой на четырехвалентном атоме углерода. К карбанионам относят как анионы с локализованным на углеродном атоме отрицательном заряде, так и анионы с делокализованным отрицательным зарядом, у которых по крайней мере в одной из канонических структур заряд локализован на атоме углерода…

Цвиттер-ион (биполярный ион; нем. Zwitter — «гермафродит») — молекула, которая, являясь в целом электронейтральной, в своей структуре имеет части, несущие как отрицательный, так и положительный заряды. Их иногда называют внутримолекулярными солями (например, внутримолекулярные соли аминокислот) и, иногда, (ошибочно) ионными диполярными соединениями. Некоторые химики относят к цвиттер-ионам лишь соединения с зарядами на несоседних атомах, поскольку существуют также соединения с зарядами на соседних…

Эпоксиды (оксираны) — насыщенные трёхчленные гетероциклы, содержащие в цикле один кислородный атом. Эпоксиды являются циклическими простыми эфирами, однако вследствие напряжённости трёхчленного цикла обладают высокой реакционной способностью в реакциях раскрытия цикла.

Карбкатион (карбокатион) — частица, в которой на атоме углерода сосредоточен положительный заряд, атом углерода имеет вакантную p-орбиталь. Карбкатион — сильная кислота Льюиса, обладает электрофильной активностью.

Азиды — органические соединения, содержащие азидную группу -N=N+=N−, обычно связанную с атомом углерода, однако к азидом также относят и элементоорганические соединения (например, триалкилсилил- и триалкилстаннилазиды), и азидпроизводные сульфокислот (сульфонилазиды RSO2N3).

Упоминания в литературе

Связанные понятия (продолжение)

Стереоселективность — преимущественное образование в химической реакции одного стереоизомера над другим. Если образующиеся стереоизомеры являются энантиомерами, то данное явление называется энантиоселективностью, если стереоизомерные продукты являются диастереомерами — диастереоселективностью. Количественно стереоселективность выражается при помощи энантиомерного или диастереомерного избытка.

Гидроксильная группа (гидроксогруппа, гидроксил) — функциональная группа OH органических и неорганических соединений, в которой атомы водорода и кислорода связаны ковалентной связью. В органической химии носит также название «спиртной группы».

Стереоизомеры (пространственные изомеры) — химические соединения, имеющие одинаковое строение, но отличающиеся пространственным расположением атомов. Стереоизомеры имеют одинаковую конституцию, но различные конфигурацию и/или конформацию.

Реакция элиминирования (от лат. elimino — изгоняю) — процесс отщепления от молекулы органического соединения атомов или атомных групп без замены их другими. Исходными веществами могут служить представители разных классов органических соединений.

Карбоксильная группа (карбоксил) -СООН — функциональная одновалентная группа, входящая в состав карбоновых кислот и определяющая их кислотные свойства…

Аминогру́ппа — функциональная химическая одновалентная группа —NH2, органический радикал, содержащий один атом азота и два атома водорода.

Ими́ды карбо́новых кисло́т — соединения, содержащие группу -CO-NR-CO-, диацилпроизводные аммиака (R = H) или аминов. Ациклические имиды — производные монокарбоновых кислот также называют диациламидами, большое значение в синтетической химии имеют циклические имиды дикарбоновых кислот.

Хиральность (др.-греч. χειρ — рука) — свойство молекулы не совмещаться в пространстве со своим зеркальным отражением. Термин основан на древнегреческом названии наиболее узнаваемого хирального предмета — руки. Так, левая и правая руки являются зеркальными отражениями, но не могут быть совмещены друг с другом в пространстве. Подобным образом, свойством хиральности обладают молекулы, в которых отсутствуют зеркально-поворотные оси симметрии Sn, что эквивалентно наличию в молекуле элементов хиральности…

Функциональная группа — структурный фрагмент органической молекулы (некоторая группа атомов), определяющий её химические свойства. Старшая функциональная группа соединения является критерием его отнесения к тому или иному классу органических соединений.

Имины — органические соединения общей формулы R1R2C=NR3, где R1, R2 — H, Alk, Ar и R3 — H, Alk, Ar, азотистые аналоги альдегидов (R2 — H, альдимины) и кетонов (R1, R2 — Alk, Ar, кетимины), содержащие фрагмент NR3, соединенный двойной связью с атомом углерода.

Ено́лы (также алкенолы) — α-гидроксиалкены, соединения общей формулы R1R2C=CR3OH. Енолы находятся в таутомерном равновесии с соответствующим карбонильным соединением — альдегидом или кетоном…

Глицеральдегид (глицераль, глицериновый альдегид,глицероза, 2,3-дигидроксипропаналь) — моносахарид из группы триоз с эмпирической формулой C3H6O3, принадлежит к альдозам. Является простейшим представителем альдосахаров (альдоз) и единственным сахаром из группы альдотриоз.

Ацилирование — введение ацильного остатка RCO- (ацила) в состав органического соединения, как правило, путём замещения атома водорода, введение остатка уксусной кислоты CH3CO- называют ацетилированием, бензойной C6H5CO- — бензоилированием, муравьиной HCO- — формилированием. В зависимости от атома, к которому присоединяется ацильный остаток, выделяют C-ацилирование, N-ацилирование, O-ацилирование.

Альдольная конденсация (альдольно-кротоновая конденсация, альдольная реакция) — химическая реакция между двумя молекулами альдегида или кетона в присутствии кислоты или основания с образованием альдоля (β-гидроксиальдегида или β-гидроксикетона), а в некоторых случаях — продукта дегидратации альдоля (α,β-ненасыщенного альдегида или кетона).

Константа диссоциации кислоты (Ka) — константа равновесия реакции диссоциации кислоты на катион водорода и анион кислотного остатка. Для многоосновных кислот, диссоциация которых проходит в несколько стадий, оперируют отдельными константами для разных стадий диссоциации, обозначая их как Ka1, Ka2 и т. д. Чем больше значение Ka, тем больше молекул диссоциирует в растворе и, следовательно кислота более сильная.

Ацета́ли — простые эфиры гем-диолов общей формулы R₂C(OR¹)(OR²), где R¹ и R² — углеводородные радикалы: CH3, C2H5 и др. Первоначально к ацеталям относили производные альдегидов RCH(OR¹)(OR²), а аналогичные производные кетонов именовались кеталями R—C(R¹)(OR²)(OR³), однако в настоящее время в номенклатуре IUPAC для обоих классов соединений рекомендуется название «ацетали»..

Имидазол — органическое соединение класса гетероциклов, пятичленный цикл с двумя атомами азота и тремя атомами углерода в цикле, изомерен пиразолу.

Фосфины — фосфорорганические соединения, производные фосфина, в которых атомы водорода замещены одним (RPH2 – первичные фосфины), двумя (PHR2 – вторичные фосфины) или тремя (PR3 – третичные фосфины) углеводородными радикалами.

Оксиды аминов (N-оксиды) — производные третичных (в том числе и гетероароматических) аминов общей формулы R3N+—O-. К N-оксидам также относят аналогичные производные первичных и вторичных аминов. N-оксиды иминов называют нитронами.

Бензоиновая конденсация (часто называемая реакцией конденсации, в силу исторических причин) — реакция между двумя ароматическими альдегидами, в частности, бензальдегидом. Реакция катализируется нуклеофилами, такими как анион цианида или N-гетероциклическими карбенами. Продукт реакции представляет собой ароматический ацилоин с бензоином в качестве исходного соединения.

Пиррол — ароматический пятичленный азотистый гетероцикл, обладает слабыми кислотными свойствами. Содержится в костном масле (которое получают при сухой перегонке костей), а также в каменноугольной смоле. Пиррольные кольца входят в состав порфиринов — хлорофилла растений, гема гемоглобинов и цитохромов и ряда других биологически важных соединений.

Гетероатом (от др.-греч. ἕτερος — другой) в органической химии — это любой атом соединения, который не является атомом углерода или водорода. Употребление этого термина обусловлено тем, что по определению органическое соединение должно содержать хотя бы одну связь C—H, а атомы других элементов, соответственно, можно считать «другими», «дополнительными». Обычно термин употребляется в более узком значении, когда гетероатом замещает углерод в основной цепи. Типовыми гетероатомами являются кислород…

Гидразоны — соединения общей формулы R1R2C=NNR3R4, где R2, R3 R4 — органический радикал или атом водорода. Гидразоны формально являются продуктами конденсации карбонильных соединений и гидразина.

Цис-транс-изомерия или геометрическая изомерия — один из видов стереоизомерии: заключается в возможности расположения заместителей по одну или по разные стороны плоскости двойной связи или неароматического цикла. Все геометрические изомеры относятся к диастереомерам, так как не являются зеркальными отражениями друг друга. Цис- и транс-изомеры встречаются как среди органических соединений, так и среди неорганических. Понятия цис и транс не используются в случае конформеров, двух геометрических форм…

Пирролидин (азолидин, тетрагидропиррол, тетраметиленимин) — органическое соединение класса гетероциклов, имеющее брутто формулу C4H9N. Его можно рассматривать как циклический амин с четырьмя атомами углерода в цикле.

Изонитрилы (изоцианиды, карбиламины) — органические соединения общей формулы , изомерны нитрилам R—C≡N. ИЮПАК рекомендует использовать название «изоцианиды». Изонитрилы токсичны и обладают сильным отвратительным запахом, низшие изонитрилы представляют собой жидкости.

Галогеноводоро́ды — общее название соединений, образованных из водорода и галогенов (элементов подгруппы фтора)…

Тройная связь — ковалентная связь двух атомов в молекуле посредством трёх общих связывающих электронных пар.

Азиридин (азациклопропан, этиленимин) — азотсодержащее гетероциклическое соединение. Относится к циклическим аминам.

Нитроалканы (нитропарафины) — это производные алканов, в молекулах которых один или несколько атомов водорода замещены на нитрогруппу. Относятся к классу нитросоединений.

Гомологи́ческий ряд (от др.-греч. ὅμοιος «подобный, похожий» + λογος «слово, закон») — ряд химических соединений одного структурного типа (например, алканы или алифатические спирты — спирты жирного ряда), отличающихся друг от друга по составу на определённое число повторяющихся структурных единиц — так называемую гомологическую разность. Гомо́логи — вещества, входящие в один и тот же гомологический ряд.

Циангидрины (α-гидроксинитрилы, нитрилы α-оксикислот) — соединения, содержащие нитрильную и гидроксильную группы при одном углеродном атоме, формально — продукты присоединения синильной кислоты к альдегидам и кетонам.

Тио́лы (меркапта́ны) — сернистые аналоги спиртов общей формулы RSH, где R — углеводородный радикал, например, метантиол (метилмеркаптан) (CH3SH), этантиол (этилмеркаптан) (C2H5SH) и т. д., в терминологии IUPAC название «меркаптаны» признано устаревшим и не рекомендуется к использованию.

Изомерия (от др.-греч. ἴσος — равный + μέρος — доля, часть) — явление, заключающееся в существовании химических соединений — изомеров, — одинаковых по атомному составу и молекулярной массе, но различающихся по строению или расположению атомов в пространстве и, вследствие этого, по свойствам.

Ами́д на́трия — неорганическое вещество с формулой NaNH2, производное аммиака. Представляет собой твёрдое вещество, которое реагирует с водой. Применяется в органическом синтезе.

Органические сульфиды (тиоэфиры) — соединения общей формулы R’-S-R, где R’ и R — органические радикалы. Серосодержащие аналоги простых эфиров.

Диазосоединения — органические соединения общей формулы R1R2C=N+=N−, где R1,R2 = H, любой алкильный, ацильный или арильный радикал. Простейший представитель класса — диазометан CH2N2.

Оксимы (или изонитрозосоединения) — органические соединения, включающие в себя одну или несколько изонитрозогрупп RR1C=N-OH. Обычно рассматриваются как производные альдегидов (R1 = O) — альдоксимы и кетонов — кетоксимы. Для альдоксимов и оксимов несимметричных кетонов характерна цис-транс-изомерия по связи C=N.

Уретаны (карбаматы) — соединения общей формулы R’R”NCOOR, где R’ и R” — H, Alk, Ar; R — Alk, Ar. Уретаны являются эфирами неустойчивой карбаминовой кислоты H2NCOOH и её N-замещённых производных, в первоначальном значении уретанами именовались этилкарбаматы, однако в настоящее время термины уретаны и карбаматы синонимичны.

Нитросоединения — органические соединения, содержащие одну или несколько нитрогрупп —NO2. Под нитросоединениями обычно подразумевают C-нитросоединения, в которых нитрогруппа связана с атомом углерода (нитроалканы, нитроалкены, нитроарены). O-нитросоединения и N-нитросоединения выделяют в отдельные классы — нитроэфиры (органические нитраты) и нитрамины.

Хиноны — полностью сопряжённые циклогексадиеноны и их аннелированные аналоги. Существуют два класса хинонов: пара-хиноны с пара-расположением карбонильных групп (1,4-хиноны) и орто-хиноны с орто-расположением карбонильных групп (1,2-хиноны). Благодаря способности к обратимому восстановлению до двухатомных фенолов некоторые производные пара-хинонов участвуют в процессах биологического окисления в качестве коферментов ряда оксидоредуктаз.

Азолы — пятичленные гетероциклы, имеющие в цикле не менее двух гетероатомов, один из которых атом азота, а также би- и полициклические соединения, включающие азольный цикл.

Диастереомеры — стереоизомеры, не являющиеся зеркальными отражениями друг друга. Диастереомерия возникает, когда соединение имеет несколько стереоцентров. Если два стереоизомера имеют противоположные конфигурации всех соответствующих стереоцентров, то они являются энантиомерами. Однако, если конфигурация различается лишь у некоторых (а не у всех) стереоцентров, то такие стереизомеры являются диастереомерами. Если диастереомеры отличаются конфигурацией лишь одного стереоцентра, то они называются эпимерами…

Индукти́вный эффе́кт (полярный эффект) — смещение электронной плотности химической связи по σ-связям. Является разновидностью эффекта поля.