almindelige bindingsmønstre i organiske strukturer
de ovenfor beskrevne metoder til tegning af Levis-strukturer og bestemmelse af formelle ladninger på atomer er et vigtigt udgangspunkt for en nybegynder organisk kemiker og fungerer ganske vilje, når man beskæftiger sig med små, enkle strukturer. Men som du kan forestille dig, bliver disse metoder urimeligt kedelige og tidskrævende, når du begynder at håndtere større strukturer. Det ville for eksempel være urealistisk at bede dig om at tegne strukturen nedenfor (af en af de fire nukleosid-byggesten, der udgør DNA) og bestemme alle formelle ladninger ved at tilføje valenselektronerne på atom-for-atom-basis.
og alligevel, som organiske kemikere, og især som organiske kemikere, der beskæftiger sig med biologiske molekyler, forventes du snart at tegne strukturen af store molekyler som denne regelmæssigt. Det er klart, at du skal udvikle evnen til hurtigt og effektivt at tegne store strukturer og bestemme formelle afgifter. Heldigvis, denne evne er ikke frygtelig svært at komme med – alt, hvad der kræves, er et par genveje og noget praksis ved at genkende almindelige bindingsmønstre.
lad os starte med kulstof, det vigtigste element for organiske kemikere. Kulstof siges at være tetravalent, hvilket betyder, at det har tendens til at danne fire bindinger. Hvis du ser på de enkle strukturer af methan, methanol, Ethan, ethen og ethyne i figurerne fra det foregående afsnit, skal du hurtigt erkende, at carbonatomet i hvert molekyle har fire bindinger og en formel ladning på nul.
dette er et mønster, der holder i de fleste af de organiske molekyler, vi vil se, men der er også undtagelser.
i kulsyre har carbonatomet dobbeltbindinger til ilt på begge sider (O=C=O). Senere i dette kapitel og i hele denne bog vil vi se eksempler på organiske ioner kaldet ‘carbocations’ og carbanions’, hvor et carbonatom bærer henholdsvis en positiv eller negativ formel ladning. Hvis et kulstof kun har tre bindinger og en uudfyldt valensskal (med andre ord, hvis det ikke opfylder oktetreglen), vil det have en positiv formel ladning.
hvis den på den anden side har tre bindinger plus et ensomt par elektroner, vil det have en formel ladning på -1. En anden mulighed er et kulstof med tre bindinger og en enkelt, uparret (fri radikal) elektron: i dette tilfælde har carbonet en formel ladning på nul. (En sidste mulighed er en meget reaktiv art kaldet en ‘carben’, hvor et kulstof har to bindinger og et ensomt par elektroner, hvilket giver det en formel ladning på nul. Du kan støde på carbener i mere avancerede kemi kurser, men de vil ikke blive diskuteret yderligere i denne bog).
du bør bestemt bruge de metoder, du har lært, til at kontrollere, at disse formelle gebyrer er korrekte for eksemplerne ovenfor. Endnu vigtigere skal du, før du går videre i din undersøgelse af organisk kemi, blot genkende disse mønstre (og mønstrene beskrevet nedenfor for andre atomer) og være i stand til at identificere carbonatomer, der bærer positive og negative formelle ladninger ved en hurtig inspektion.
mønsteret for hydrogener er let: hydrogenatomer har kun en binding og ingen formel ladning. Undtagelserne fra denne regel er protonen, H+ og hydridionen, H -, som er en proton plus to elektroner. Fordi vi koncentrerer os i denne bog om organisk kemi som anvendt på levende ting, vil vi imidlertid ikke se ‘nøgne’ protoner og hydrider som sådan, fordi de er for reaktive til at være til stede i den form i vandig opløsning. Ikke desto mindre vil ideen om en proton være meget vigtig, når vi diskuterer syre-base Kemi, og ideen om en hydridion bliver meget vigtig meget senere i bogen, når vi diskuterer organiske iltnings-og reduktionsreaktioner. Som regel har alle hydrogenatomer i organiske molekyler dog en binding og ingen formel ladning.
lad os næste tur til iltatomer. Typisk vil du se en iltbinding på tre måder, som alle opfylder oktetreglen.
hvis den har to bindinger og to ensomme par, som i vand, vil den have en formel ladning på nul. Hvis det har en binding og tre ensomme par, som i hydroksidion, vil det have en formel ladning på-1. Hvis det har tre bindinger og et ensomt par, som i hydroniumion, vil det have en formel ladning på +1.
når vi kommer til vores diskussion af fri radikal kemi i kapitel 17, vil vi se andre muligheder, såsom hvor et iltatom har en binding, et ensomt par og en uparret (fri radikal) elektron, hvilket giver det en formel ladning på nul. For nu skal du dog koncentrere dig om de tre vigtigste ikke-radikale eksempler, da disse vil redegøre for stort set alt, hvad vi ser indtil kapitel 17.
Nitrogen har to store bindingsmønstre, som begge opfylder oktetreglen:
hvis et nitrogen har tre bindinger og et ensomt par, har det en formel ladning på nul. Hvis det har fire obligationer (og intet ensomt par), har det en formel afgift på +1. I et ret usædvanligt bindingsmønster har negativt ladet nitrogen to bindinger og to ensomme par.
to tredje række elementer findes almindeligvis i biologiske organiske molekyler: svovl og fosfor. Selvom begge disse elementer har andre bindingsmønstre, der er relevante i laboratoriekemi, følger svovl i en biologisk sammenhæng næsten altid det samme bindings -/formelle ladningsmønster som ilt, mens fosfor er til stede i form af fosfation (PO43 -), hvor det har fem bindinger (næsten altid til ilt), ingen ensomme par og en formel ladning på nul. Husk, at elementer i den tredje række i det periodiske system har d-orbitaler i deres valensskal såvel som s-og p-orbitaler og således ikke er bundet af oktetreglen.
endelig er halogenerne (fluor, chlor, brom og jod) meget vigtige i laboratorie-og medicinsk organisk kemi, men mindre almindelige i naturligt forekommende organiske molekyler. Halogener i organiske forbindelser ses normalt med en binding, tre ensomme par og en formel ladning på nul. Nogle gange, især i tilfælde af brom, vil vi støde på reaktive arter, hvor halogen har to bindinger (normalt i en treleddet ring), to ensomme par og en formel ladning på +1.
disse regler, hvis de læres og internaliseres, så du ikke engang behøver at tænke over dem, giver dig mulighed for at tegne store organiske strukturer, komplet med formelle afgifter, ganske hurtigt.
når du først har fået fat i at tegne strukturer, er det ikke altid nødvendigt at tegne ensomme par på heteroatomer, da du kan antage, at det korrekte antal elektroner er til stede omkring hvert atom for at matche den angivne formelle ladning (eller mangel deraf). Lejlighedsvis, selvom, ensomme par trækkes, hvis det hjælper med at gøre en forklaring mere klar.