§ 2. Химические связи в органических соединениях

Определения и обозначения

Химическая связь — взаимодействие атомов, удерживающее их в составе молекулы или другого вещества. В образовании связи участвуют прежде всего валентные электроны, находящиеся на внешнем уровне атома. Это понятие помогает понять, почему атомы объединяются и как строение вещества связано с его свойствами.

Ковалентная связь — связь, образованная общей электронной парой двух атомов. В органических соединениях атомы совместно используют такие пары, например при соединении углерода с водородом или углерода с углеродом. По числу общих пар различают одинарные, двойные и тройные связи.

Электроотрицательность — способность атома притягивать к себе общие электроны. Если электроотрицательности атомов одинаковы, электронная пара распределяется почти равномерно; при различии она смещается к одному из атомов. Поэтому электроотрицательность позволяет оценить полярность ковалентной связи.

σ-связь и π-связь — разновидности ковалентной связи, отличающиеся способом перекрывания электронных облаков. σ-связь образуется вдоль линии между ядрами, а π-связь — при боковом перекрывании облаков. Они входят в состав кратных связей и определяют их геометрию и свойства.

Как это устроено

Атомы образуют ковалентные связи, потому что общая электронная пара позволяет им перейти в более устойчивое состояние. Каждый атом как бы получает возможность учитывать эту пару среди своих внешних электронов и приблизиться к заполненному уровню. Поэтому образование связи обычно сопровождается уменьшением энергии системы по сравнению с раздельными атомами.

У углерода четыре валентных электрона, и для завершения внешнего уровня ему выгодно образовать ещё четыре общие электронные пары. Поэтому в большинстве органических веществ атом углерода имеет валентность IV. Он соединяется с водородом, кислородом, азотом и другими элементами, а также с другими атомами углерода, образуя цепи, разветвления и циклы.

Общая электронная пара не всегда находится строго посередине между ядрами. Атом с большей электроотрицательностью притягивает её сильнее, поэтому связь становится полярной: на нём возникает частичный отрицательный заряд, а на другом атоме — частичный положительный. При одинаковой или почти одинаковой электроотрицательности связь считают неполярной; однако полярность отдельной связи ещё не определяет полярность всей молекулы.

При образовании первой связи между двумя атомами электронные облака перекрываются вдоль линии, соединяющей ядра, поэтому она всегда σ-связь. В двойной связи остаётся одна σ-связь и добавляется одна π-связь, а в тройной — одна σ- и две π-связи. Чем больше π-связей, тем сильнее ограничено вращение, потому что боковое перекрывание облаков легко нарушается; одновременно связь укорачивается и обычно становится прочнее.

Характеристика одинарной, двойной и тройной ковалентной связи

Таблицу удобно читать по столбцам, если нужно сравнить один тип связи с другим. По строкам можно проследить, как увеличение числа общих пар меняет длину, прочность и геометрию. Формулировка «свободное вращение» относится к вращению фрагментов вокруг оси связи, а не к движению атомов внутри молекулы.

Разбор задач

Электронная и структурная формулы этана

Условие: изобразить электронную и структурную формулы молекулы C₂H₆ и определить число ковалентных связей. Сначала нужно распределить валентные электроны, а затем проверить валентность каждого атома. У углерода четыре связи, у водорода — одна.

1. У двух атомов углерода всего 8 валентных электронов, у шести атомов водорода — 6, всего 14 электронов, или 7 общих пар.
2. Одну пару помещаем между атомами углерода, а по три пары — между каждым углеродом и тремя атомами водорода.
3. Электронная формула записывается как H₃C:CH₃, где двоеточие обозначает общую электронную пару; структурная формула — CH₃–CH₃.

Ответ: в этане семь ковалентных связей: шесть C–H и одна C–C. Каждый атом углерода действительно образует четыре связи. Все они одинарные и состоят из одной σ-связи.

σ- и π-связи в этене и этине

Условие: определить число σ- и π-связей в молекулах этена C₂H₄ и этина C₂H₂. Сначала отделим связи между углеродами от связей C–H. Затем заменим кратную связь её σ- и π-составляющими.

1. В этене CH₂=CH₂ четыре связи C–H дают 4σ, а двойная C=C даёт 1σ и 1π.
2. Итого для этена: 5σ и 1π-связь.
3. В этине HC≡CH две связи C–H дают 2σ, а тройная C≡C даёт 1σ и 2π.
4. Итого для этина: 3σ и 2π-связи.

Ответ: в этене пять σ- и одна π-связь, в этине три σ- и две π-связи. Число связей C–H уменьшается, потому что на связь между атомами углерода приходится больше общих электронных пар. При этом в каждой кратной связи сохраняется только одна σ-составляющая.

Сравнение связей C–C, C=C и C≡C

Условие: сравнить одинарную, двойную и тройную связи по длине, прочности и возможности вращения. Нужно связать наблюдаемые свойства с числом общих электронных пар и π-связей. Сравнение выполняем при прочих равных условиях.

1. C–C содержит одну общую пару и только σ-связь, поэтому она наиболее длинная и допускает вращение фрагментов.
2. C=C содержит дополнительно одну π-связь, из-за чего становится короче и прочнее, а вращение ограничивается.
3. C≡C содержит две π-связи, поэтому она самая короткая и прочная; свободное вращение невозможно.

Ответ: по длине: C–C > C=C > C≡C, а по прочности — наоборот. Ограничение вращения появляется из-за бокового перекрывания электронных облаков π-связей. Поэтому кратность связи влияет не только на формулу, но и на пространственное строение молекулы.

Типичные ошибки

Ошибка — считать двойную связь двумя σ-связями, а тройную — тремя. Так происходит, если воспринимать слова «двойная» и «тройная» только как число одинаковых связей. Проверка проста: в любой кратной связи первая составляющая σ, остальные — π.

Нельзя называть любую связь между разными атомами полностью ионной. В органических соединениях обычно сохраняется общая электронная пара, хотя из-за разной электроотрицательности она может смещаться. Проверьте, образуются ли общие пары и насколько велико различие электроотрицательностей.

Наличие полярных связей ещё не доказывает полярность всей молекулы. Диполи связей могут направляться навстречу и компенсировать друг друга благодаря симметричной форме. Для проверки нужно учитывать не только состав, но и пространственное расположение связей.

Вокруг двойной и тройной связи нельзя свободно вращать фрагменты так же, как вокруг одинарной. Причина — π-связи, боковое перекрывание которых нарушается при повороте. Если в связи есть π-составляющая, свободное вращение ограничено.

Связь с другими темами

Для понимания темы нужны знания о строении атома, валентных электронах и правиле октета. Также понадобятся периодический закон и понятие электроотрицательности, по которому сравнивают способность атомов притягивать общие электроны. Эти основы позволяют объяснить не только наличие связи, но и её полярность.

Дальше знания о связях пригодятся при изучении строения и изомерии органических веществ. Кратность связи и её пространственная организация помогают объяснять реакционную способность соединений и механизмы химических реакций. Через это строение молекулы связывается с её превращениями.

Что запомнить

• В органических соединениях преобладают ковалентные связи.
• Ковалентная связь образуется общей электронной парой.
• Углерод обычно образует четыре ковалентные связи.
• Одинарная связь состоит из одной σ-связи.
• Двойная связь состоит из одной σ- и одной π-связи.
• Тройная связь состоит из одной σ- и двух π-связей.
• Полярность связи определяется различием электроотрицательностей атомов.