Практическое занятие № 1

Тема: Электронное строение элементов-органогенов. Химическая связь в органических соединениях. Изомерия. Номенклатура.

Цель: Закрепить на основе школьного курса представления об электронном строении атома, гибридизации атомных орбиталей и химической связи как базовом материале для изучения биоорганической химии. Сформировать знания основных правил международной номенклатуры и умения использовать их в названиях органических соединений, являющихся объектом изучения биоорганической химии.

Исходный уровень: Из школьного курса необходимо знать:

1. Основные положения теории строения органических соединений А.М. Бутлерова. Изомерия (структурная; цис-транс-изомерия).

2. Электронное строение атома. Гибридизация атомных орбиталей (АО).

3. Ковалентная связь как основной вид связи в органических соединениях и ее параметры.

4. Основные правила международной номенклатуры ИЮПАК отдельных классов органических соединений – углеводородов, спиртов, альдегидов, карбоновых кислот, аминокислот.

Содержание занятия:

1. Практическая часть. Электронное строение атомов, химическая связь, изомерия, номенклатура.

   1. Электронное строение элементов-органогенов.

   2. Типы гибридизации АО.

   3. Химическая связь и ее параметры: механизм образования, меры прочности, направленность (- и -связь), полярность, поляризуемость.

   4. Принципы международной номенклатуры ИЮПАК.

   5. Изомерия.

2. Контроль усвоения темы.

Учебный материал и обучающие задачи к вопросу электронного строения атома

Согласно современным представлениям атом – нейтральная делимая частица, в центре которой находится положительно заряженное ядро. Заряд ядра равен порядковому номеру элемента и числу электронов вокруг ядра.

Электрон ( ) имеет заряд –1 и обладает одновременно свойствами волны и частицы. С точки зрения квантовой механики нельзя дать строго координаты электрона в атоме, а можно говорить только о пространстве его наиболее вероятного нахождения вокруг ядра, которое называется атомной орбиталью (АО).

^{Формы АО:}

s-АО p-АО d-АО гибридная АО

Заполнение электронами АО подчиняется трем основным правилам.

Принцип Паули. Каждый электрон в атоме имеет свое энергетическое состояние (в атоме нет двух одинаковых электронов).

Чем же электроны в атоме могут различаться?

1) Запасом энергии (Е). По запасу Е все электроны в атоме распределяются по энергетическим уровням или электронным слоям.

Номер уровня обозначают n = 1, 2, 3, …

Самый малый запас Е у электронов первого уровня.

2) Внутри уровня электроны различаются формой АО и по этому признаку объединяются в подуровни: s-, p-, d-, f-.

На первом уровне – только s-подуровень; на 2-ом – s- и p-; на 3-ем – s-, p- и d-; на 4-ом – s-, p-, d- и f-.

3) Внутри подуровня электроны различаются расположением АО в пространстве. По этому признаку определяется количество АО на подуровне:

s-подуровень – 1 АО; p-подуровень – 3 АО (p_x, p_y, p_z); d-подуровень – 5 АО, f-подуровень – 7 АО.

4) На данной АО электроны отличаются друг от друга направлением вращения вокруг собственной оси (спином) и их может быть только два: один – по часовой, а другой – против часовой стрелки.

Принцип наименьшей Е. Электроны в атоме заполняют вначале наиболее энергетически выгодные АО: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d… Таким образом d-подуровни энергетически невыгодны и заполняются после s-подуровня вышестоящего уровня.

Правило Гунда. Электроны располагаются на АО так, чтобы сохранялось наибольшее число электронов с параллельными спинами, т.е. поодиночке.

В ПСЭ все элементы по заполнению подуровней делятся на блоки: s-, p-, d-… Для s- и p-элементов число электронов на внешнем уровне равняется номеру группы; для d-элементов – сумме электронов с внешнего s- и предвнешнего d-подуровня. Эти электроны называются валентными, так как могут принимать участие в образовании химической связи.

Валентность – число связей, которые дает атом в данном состоянии.

Задача № 1. Показать электронное состояние атома углерода и возможные валентности.

Р

С

ешение: – порядковый номер в ПСЭ = 6, заряд ядра +6; количество электронов 6.

С – элемент II периода и его 6 электронов распределяются по двум энергетическим уровням.