Johdatus rakenteeseen ja sen tärkeyteen

Molekyylin atomien järjestyksen ja kemiallisten sidosten luonteen ymmärtäminen on välttämätöntä sen käyttäytymisen ennustamiseksi erilaisissa kemiallisissa reaktioissa ja vuorovaikutuksissa. Kemiallisen sidosteorian kehitys, mukaan lukien Lewis Dot Symbols ja Valence Bond Theory, on tarjonnut arvokkaita työkaluja molekyylirakenteiden visualisointiin ja ennustamiseen. Lisäksi polaaristen kovalenttisten sidosten, elektronegatiivisuuden ja dipolimomenttien käsitteet auttavat ymmärtämään, kuinka molekyylit ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa. Happojen ja emästen sekä niiden lujuuden ja stabiilisuuden tutkimukseen vaikuttaa voimakkaasti myös mukana olevien yhdisteiden molekyylirakenne. Yhteenvetona voidaan todeta, että molekyylirakenteen kattava ymmärtäminen on olennaista kemian ja sen eri sovellusten tutkimuksessa ja teollisuudessa (Chemistry LibreTexts, nd).

Kemiallisen sidosteorian ja Lewis-pistesymbolien kehittäminen

Kemiallisen sidosteorian kehittäminen on ollut ratkaisevan tärkeää molekyylien rakenteen ja ominaisuuksien ymmärtämisessä. Yksi merkittävä virstanpylväs tässä kehityksessä on Gilbert N. Lewisin vuonna 1916 julkaisema Lewis Dot Symbols -symboli. Nämä symbolit edustavat atomin valenssielektroneja, jotka ovat ratkaisevia orgaanisten molekyylien sisällä olevien kovalenttisten sidosten lukumäärän ja tyyppien ennustamisessa. Käyttämällä Lewis Dot -symboleja kemistit voivat visualisoida elektronien jakautumisen atomien ympärillä ja määrittää molekyylin muodon Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) -teorian perusteella. Tämä teoria ennustaa elektroniryhmien järjestelyn yleisissä orgaanisissa molekyyleissä, kuten tetraedrisissä, trigonaalisissa tasomaisissa tai lineaarisissa konfiguraatioissa. Tämän seurauksena Lewis Dot -symboleista ja VSEPR-teoriasta on tullut olennaisia ​​työkaluja kemiallisten sidosten luonteen ymmärtämisessä, erityisesti kovalenttisten sidosten, joihin liittyy valenssielektronien jakaminen atomien välillä. Tämä ymmärrys on edennyt merkittävästi molekyylirakenteen ja reaktiivisuuden tutkimusta, mikä tasoittaa tietä kemian ja siihen liittyvien alojen jatkokehityksille (Chemistry LibreTexts, 2021).

Valenssisidoksen teoria ja kovalenttiset sidokset

Valence Bond Theory (VBT) on kemian peruskäsite, joka selittää kovalenttisten sidosten muodostumista ja ominaisuuksia. Kovalenttiset sidokset muodostuvat, kun atomit jakavat valenssielektroneja stabiilin elektronikonfiguraation saavuttamiseksi, tyypillisesti oktetin. VBT olettaa, että kahden atomin atomiorbitaalien päällekkäisyys johtaa kovalenttisen sidoksen muodostumiseen, jolloin jaetut elektronit miehittävät päällekkäisen alueen. Tämä teoria auttaa ymmärtämään kovalenttisten sidosten suuntaavaa luonnetta ja eri yhdisteiden molekyyligeometriaa.

Kovalenttisen sidoksen lujuus ja stabiilisuus määräytyvät kiertoradan päällekkäisyyden laajuudesta ja sidoksen muodostumisen aikana vapautuvasta energiasta. VBT ottaa huomioon myös atomiorbitaalien hybridisoitumisen, joka on prosessi, jossa atomiorbitaalit yhdistyvät muodostaen hybridiradat, joilla on uusi geometria ja energiataso. Hybridisaatiolla on ratkaiseva rooli kovalenttisten yhdisteiden molekyylimuodon ja sidoskulmien määrittämisessä. Yhteenvetona voidaan todeta, että Valence Bond Theory tarjoaa kattavan viitekehyksen kovalenttisten sidosten muodostumisen, ominaisuuksien ja käyttäytymisen ymmärtämiseksi eri kemiallisissa yhdisteissä (McMurry, 2015; Housecroft & Sharpe, 2012).

Polaariset kovalenttiset sidokset: elektronegatiivisuus ja dipolimomentit

Polaariset kovalenttiset sidokset syntyvät, kun atomit, joilla on erilaiset elektronegatiivisuudet, jakavat elektroneja kovalenttisessa sidoksessa. Elektronegatiivisuus on mitta atomin kyvystä houkutella elektroneja itseään kohti kemiallisessa yhdisteessä. Kun elektronegatiivisuudessa on merkittävä ero kahden sitoutuneen atomin välillä, jaetut elektronit vedetään enemmän elektronegatiivisempaa atomia kohti, jolloin syntyy osittainen negatiivinen varaus kyseiseen atomiin ja osittainen positiivinen varaus vähemmän elektronegatiiviseen atomiin. Tämä elektronitiheyden epätasainen jakautuminen johtaa polaariseen kovalenttiseen sidokseen.

Dipolimomentit ovat sidoksen tai molekyylin polariteetin kvantitatiivinen mitta. Ne ovat vektorisuureita, joilla on sekä suuruus että suunta. Molekyylissä dipolimomentti on yksittäisten sidoksen dipolimomenttien vektorisumma. Jos sidoksen dipolimomentit kumoavat toisensa, molekyylillä ei ole nettodipolimomenttia. Dipolimomentin läsnäolo molekyylissä voi vaikuttaa merkittävästi sen fysikaalisiin ja kemiallisiin ominaisuuksiin, kuten liukoisuuteen ja reaktiivisuuteen (Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Physical Chemistry: Thermodynamics, Structure, and Change. New York: WH Freeman and Company).

Muodolliset maksut ja niiden merkitys

Muodolliset varaukset ovat välttämättömiä elektronien jakautumisen ymmärtämiseksi molekyyleissä, koska ne tarjoavat menetelmän molekyylin atomille osoitetun varauksen kvantifiointiin. Tämä saavutetaan olettamalla, että elektronit kaikissa kemiallisissa sidoksissa jakautuvat tasaisesti atomien kesken riippumatta niiden suhteellisesta elektronegatiivisuudesta. Formaalisten varausten merkitys kemiassa on niiden kyky ennustaa molekyylien stabiilisuutta ja reaktiivisuutta sekä niiden kykyä muodostaa ionisia tai kovalenttisia sidoksia. Lisäksi muodolliset varaukset auttavat tunnistamaan resonanssirakenteita, jotka kuvaavat elektronien siirtymistä molekyylin sisällä, mikä edistää sen yleistä stabiilisuutta. Pohjimmiltaan muodolliset varaukset ovat arvokas työkalu kemisteille analysoida ja ennustaa molekyylien käyttäytymistä, mikä lopulta helpottaa kemiallisten reaktioiden ja molekyylirakenteiden syvempää ymmärtämistä (Chemistry LibreTexts, 2021; Brown et al., 2018).

Resonanssirakenteet ja delokalisoidut elektronit

Resonanssirakenteet ovat joukko kahdesta tai useammasta Lewis-rakenteesta, jotka yhdessä kuvaavat elektronista sidosta yksittäisessä polyatomisessa lajissa, mukaan lukien murtosidokset ja murtovaraukset. Nämä rakenteet ovat välttämättömiä tapauksissa, joissa yksittäinen Lewis-rakenne ei voi täysin edustaa naapuriatomien välistä sidosta suhteessa todellisia sidospituuksia koskeviin empiirisiin tietoihin. Kelvollisten resonanssirakenteiden nettosumma määritellään resonanssihybridiksi, joka edustaa elektronien yleistä siirtymistä molekyylin sisällä. Molekyyli, jossa on useita resonanssirakenteita, on vakaampi kuin sellainen, jossa on vähemmän.

Delokalisoidut elektronit ovat niitä, jotka eivät liity yhteen atomiin tai kovalenttiseen sidokseen, vaan ovat jakautuneet useisiin vierekkäisiin atomeihin. Resonanssirakenteet voivat kuvata tehokkaasti elektronien delokalisaatiota, jota ei voida ilmaista yhdellä Lewisin kaavalla, jossa on kokonaislukumäärä kovalenttisia sidoksia. Elektronien siirtäminen molekyylin sisällä edistää sen stabiilisuutta, kuten otsoni osoittaa, jossa ylimääräinen elektroni, joka muodostaa negatiivisen varauksen yhteen terminaaliseen happeen, voidaan siirtää resonanssin kautta toiseen terminaaliseen happeen, jolloin saadaan stabiili, neutraali molekyyli (Chemistry LibreTexts , 2021).

Resonanssimuotoja ja vakautta koskevat säännöt

Resonanssimuodot ovat välttämättömiä molekyylien stabiilisuuden ymmärtämisessä, koska ne kuvaavat elektronien siirtymistä molekyylin sisällä. Resonanssimuotojen säännöt määräävät, että kaikissa rakenteissa on oltava sama määrä valenssielektroneja, säilytettävä sama kokonaisvaraus ja säilytettävä atomiytimien asemat. Lisäksi resonanssirakenteiden tulisi noudattaa oktettisääntöä, jossa jokaista atomia (paitsi vetyä) ympäröi kahdeksan elektronia ja rakenteet, joissa on vähemmän muodollisia varauksia, ovat vakaampia.

Molekyylin stabiilius liittyy suoraan sen resonanssimuotojen lukumäärään ja luonteeseen. Molekyylit, joilla on useita resonanssirakenteita, osoittavat lisääntynyttä stabiilisuutta elektronien siirtymisen vuoksi, mikä alentaa molekyylin kokonaisenergiaa. Lisäksi resonanssirakenteet minimaalisilla muodollisilla varauksilla ja paremmin oktettisäännön noudattamisella edistävät parempaa vakautta. Pohjimmiltaan mitä enemmän resonanssimuotoja molekyylillä on ja mitä vakaampia nämä muodot ovat, sitä suurempi on itse molekyylin yleinen stabiilisuus.

Resonanssimuotojen ja resonanssihybridien piirtäminen

Resonanssimuotojen ja resonanssihybridien piirtäminen tietylle molekyylille edellyttää siirrettyjen elektronien käsitteen ymmärtämistä ja niiden jakautumista molekyylin sisällä. Aluksi tunnistaa molekyylin Lewis-rakenne, joka edustaa atomien ja niiden valenssielektronien järjestystä. Määritä seuraavaksi, onko molekyylissä alueita, joissa elektronit voidaan siirtää, kuten konjugoiduissa järjestelmissä tai atomien ympärillä, joissa on yksinäisiä pareja kaksois- tai kolmoissidosten vieressä.

Kun elektronien delokalisoitumisen alueet on tunnistettu, luo vaihtoehtoisia Lewis-rakenteita, jotka edustavat näiden elektronien erilaisia ​​mahdollisia jakaumia. Näiden vaihtoehtoisten rakenteiden, jotka tunnetaan nimellä resonanssimuotoja, tulisi noudattaa resonanssisääntöjä, kuten säilyttää sama valenssielektronimäärä ja säilyttää molekyylin kokonaisvaraus. On tärkeää huomata, että resonanssimuodot eivät ole yksittäisiä rakenteita, vaan pikemminkin kollektiivinen esitys molekyylin elektronisesta sidoksesta.

Lopuksi edustaaksesi resonanssihybridiä yhdistä resonanssimuodot näyttämällä siirretyt elektronit katkoviivoina tai osittaisina sidoksina. Tämä hybridirakenne havainnollistaa elektronien yleistä jakautumista molekyylin sisällä ja tarjoaa tarkemman kuvauksen sen sitoutumisesta ja stabiilisuudesta kuin mikään yksittäinen resonanssimuoto yksinään (McMurry, J., 2015. Organic Chemistry, 9. painos Boston: Cengage Learning).

Hapot ja emäkset: Brnsted-Lowryn ja Lewisin määritelmät

Brnsted-Lowryn ja Lewisin happojen ja emästen määritelmät antavat kattavan käsityksen niiden kemiallisesta käyttäytymisestä. Brnsted-Lowryn määritelmä, jonka kemistit Johannes Brnsted ja Martin Lowry kehittivät itsenäisesti vuonna 1923, määrittelee hapot protonien (H+-ionien) luovuttajiksi ja emäkset protonin vastaanottajiksi. Tämä määritelmä laajentaa Arrhenius-konseptia, koska se ei vaadi veden läsnäoloa happo-emäsreaktioiden tapahtumiseen (Chemistry LibreTexts, 2021).

Toisaalta Gilbert N. Lewisin vuonna 1923 ehdottama Lewisin määritelmä tarjoaa laajemman näkökulman määrittelemällä hapot elektroniparin vastaanottajiksi ja emäkset elektroniparin luovuttajiksi. Tämä määritelmä kattaa laajemman joukon kemiallisia lajeja, mukaan lukien ne, joihin ei liity protoneja, ja se on erityisen hyödyllinen ymmärrykseen reaktioista vedettömissä liuottimissa ja koordinaatiokemiassa (Chemistry LibreTexts, 2021).

Yhteenvetona voidaan todeta, että Brnsted-Lowryn määritelmä keskittyy protonien siirtoon, kun taas Lewisin määritelmä painottaa elektroniparin luovutusta ja hyväksymistä. Molemmat määritelmät auttavat ymmärtämään paremmin happoja ja emäksiä erilaisissa kemiallisissa yhteyksissä.

Happo- ja emäsvoimakkuus: dissosiaatiovakiot ja pKa-arvot

Hapon ja emäksen vahvuuden, dissosiaatiovakioiden ja pKa-arvojen välinen suhde on ratkaiseva kemiallisten yhdisteiden käyttäytymisen ymmärtämisessä eri reaktioissa. Hapon ja emäksen vahvuus määräytyy niiden kyvyn perusteella luovuttaa tai vastaanottaa protoneja, vastaavasti. Dissosiaatiovakio (Ka) kvantifioi eri yhdisteiden tai funktionaalisten ryhmien suhteellisen happamuuden, mikä edustaa niiden kykyä luovuttaa protoni yhteiselle emäkselle, kuten veteen, identtisissä olosuhteissa. pKa-arvo, joka on Ka:n negatiivinen logaritmi, on kätevämpi happamuuden mitta, koska se tarjoaa pienemmän, paremmin hallittavissa olevan numeerisen arvon. Pienempi pKa-arvo tarkoittaa vahvempaa happoa, kun taas korkeampi pKa-arvo tarkoittaa heikompaa happoa. Ennustettaessa happo-emäs-reaktioita pKa-arvoilla voidaan määrittää tasapaino, joka suosii heikomman hapon puolta. Lisäksi orgaanisen hapon suhteellinen vahvuus voidaan ennustaa sen konjugaattiemäksen stabiilisuuden perusteella, johon vaikuttavat sellaiset tekijät kuin koko, elektronegatiivisuus, resonanssivaikutukset, induktiiviset vaikutukset ja solvataatiovaikutukset (McMurry, 2015; Clayden et al. , 2012).

Happo-emäsreaktioiden ja orgaanisten happojen ja emästen ennustaminen

Happo-emäs-reaktioiden sekä orgaanisten happojen ja emästen käyttäytymisen ennustaminen voidaan saavuttaa käyttämällä pKa-arvoja ja ymmärtämällä konjugaatin emässtabiilisuuteen vaikuttavat tekijät. pKa-arvo edustaa hapon dissosiaatiovakiota, joka määrittää sen suhteellisen happamuuden tai kyvyn luovuttaa protoni yhteiselle emäkselle identtisissä olosuhteissa (LibreTexts, nd). Vertailemalla pKa-arvoja voidaan määrittää happo-emäsreaktion tasapaino, joka suosii heikomman hapon puolta.

Jos pKa-arvoja ei ole, orgaanisen hapon suhteellinen vahvuus voidaan ennustaa sen muodostaman konjugaattiemäksen stabiilisuuden perusteella. Happo, joka muodostaa stabiilimman konjugaattiemäksen, on vahvempi happo. Konjugaattiemäksen stabiilisuuteen vaikuttavia tekijöitä ovat protonin menettäneen atomin koko ja elektronegatiivisuus, resonanssivaikutukset, induktiiviset vaikutukset ja solvataatiovaikutukset (LibreTexts, nd). Nämä tekijät huomioon ottaen voidaan ennustaa orgaanisten happojen ja emästen käyttäytymistä erilaisissa kemiallisissa reaktioissa.

Konjugaatin emäksen stabiilisuuteen ja happovahuuteen vaikuttavat tekijät

Konjugaattiemäksen stabiilisuuteen ja hapon lujuuteen vaikuttavat useat tekijät. Yksi keskeinen tekijä on protonin menettäneen atomin koko ja elektronegatiivisuus. Suuremmat ja elektronegatiivisemmat atomit voivat paremmin stabiloida negatiivisen varauksen, jolloin tuloksena on vakaampi konjugaattiemäs ja vahvempi happo. Toinen tekijä on resonanssivaikutukset, joissa negatiivinen varaus voidaan siirtää useiden atomien yli, mikä lisää konjugaattiemäksen stabiilisuutta ja hapon vahvuutta. Myös induktiivisilla vaikutuksilla on oma roolinsa, sillä elektroneja vetävät ryhmät voivat stabiloida negatiivisen varauksen konjugaattiemäksessä tehden vastaavasta haposta vahvemman. Lopuksi solvataatiovaikutukset vaikuttavat konjugaatin emäksen ja hapon lujuuteen. Erittäin solvatoitunut konjugaattiemäs on stabiilimpi, mikä johtaa vahvempaan happoon. Näiden tekijöiden ymmärtäminen on ratkaisevan tärkeää happojen ja emästen käyttäytymisen ennustamisessa erilaisissa kemiallisissa reaktioissa ja ympäristöissä (Chemistry LibreTexts, 2021; Brown et al., 2018).