Контрольная работа: Класична теорія будови речовини

На зміну теорії всесвітнього тяжіння в хімії на початку ХІХ ст. прийшла теорія електростатичного дуалізму Берцеліуса – електрохімічна теорія Берцеліуса (1812 р.). Берцеліус вважав атоми полярними, причому електровід’ємні атоми мають надлишок від’ємного заряду на відповідному полюсі, а електрододатні – надлишок додатнього заряду. При сполученні атоми притягуються один до одного протилежно зарядженими полюсами. При цьому проходить часткова нейтралізація зарядів, що є причиною виділення тепла і світла при хімічних реакціях. Нейтралізація зарядів при реакції не повна і залишкові заряди утримували атоми в бінарних сполуках, а також дозволяють утворювати більш складні молекули. Наприклад:

Са + О ® СаО;

С + 2О ® СО₂ ;

СаО + СО₂ ® СаСО₃ .

Основна і найважливіша заслуга електрохімічної теорії – це науковий підхід до пояснення природи сил хімічного зв’язку у молекулах. Однак ця теорія не могла пояснити реакції заміщення в органічній хімії (досліди Дюма). Наприклад, утворення хлорооцтової кислоти, заміна електрододатнього водню на електровід’ємний хлор. Але це явище відіграло не тільки «руйнівну» роль, але і привело до дуже важливого для хімії поняття – валентності .

В 40-х рр. ХІХ ст. Дюма і Жерар запропонували теорію типів . Згідно цієї теорії властивості речовин залежать від аналогії в складі молекул і майже не залежать від природи атомів. Вперше поняття про валентність було введено в хімію англійським вченим Франклендом в 1853 р. Під валентністю або атомністю даного елемента він розумів число атомів іншого елемента, які приєднував або заміщував даний атом у хімічних сполуках. Якщо прийняти валентність водню за одиницю, то валентності інших атомів визначаються числом атомів водню, що з’єднується з атомом даного елементу.

Надалі уявлення про валентність видіграли виключно важливу роль в теорії хімічної будови Бутлерова . Основна ідея теорії будови органічних сполук була сформульована О.М. Бутлеровим у 1861 р. Суть цієї теорії зводиться до таких положень:

– атоми в молекулах органічних речовин сполучені між собою відповідно до їх валентності і вуглець у всіх органічних сполуках чотирьохвалентний;

– властивості молекул органічних речовин залежать від природи атомів, що входять до складу молекул, від кількості усіх атомів і від порядку їх сполучення в молекулі, тобто від хімічної будови молекул;

– органічні сполуки з одинаковим якісним і кількісним складом, але з різною хімічною будовою – ізомери – мають різні хімічні властивості;

– хімічна активність органічних речовин зумовлюється взаємним впливом безпосередньо сполучених (сусідніх) атомів, а також взаємним впливом безпосередньо не зв’язаних атомів.

У молекулах розрізнялись головні і додаткові взаємодії . Головні взаємодії визначають існування молекули як цілої частки (це взаємодія безпосередньо зв’язаних між собою атомів). Додаткові взаємодії визначаються взаємним впливом безпосередньо не зв’язаних між собою атомів. Число всіх попарних взаємодій у молекулах (), що містить k атомів, визначається формулою:

.

Наприклад, для молекули CCl₄ : k = 5

(1–4) – головні взаємодії;

(5–10) – додаткові взаємодії.

Великим центром теорії хімічної будови було обгрунтування явища ізомерії , яке майже протягом сорока років не знаходило теоретичного пояснення.

Сполуки з одинаковим хімічним складом, загальною формулою та молекулярною масою, але з різними хімічною будовою та властивостями називаються ізомерами .

На сьогоднішній день усі типи ізомерії органічних сполук класифікують так:

Структурна ізомерія . Наприклад:

а) ізомерія вуглецевого скелета

Н₃ С – СH₂ – CH₂ – CH₃ ; Н₃ С – СH – CH₃

бутан |

CH₃

ізобутан.

б) ізомерія положення (положення функціональної групи, положення певних хімічних зв’язків; положення атомів). Наприклад:

СH₃ – СH₂ – CH₂ – OH; СH₃ – СH – CH₃