Share to: share facebook share twitter share wa share telegram print page

Liên kết carbon–carbon

Liên kết carbon–carbon hay liên kết C–C (tiếng Anh: Carbon–carbon bond) là một loại liên kết cộng hóa trị giữa hai nguyên tử carbon.[1] Dạng liên kết phổ biến nhất là liên kết đơn, gồm hai hạt electron dùng chung, mỗi hạt từ một trong hai nguyên tử. Liên kết đơn C–C là liên kết sigma và được hình thành giữa một orbital lai hóa quanh cả hai nguyên tử carbon. Các orbital ở ethan có dạng lai hóa orbital sp3, nhưng vẫn có các liên kết đơn được hình thành giữa các nguyên tử carbon dưới các dạng lai hóa khác (ví dụ: sp2 với sp2). Trên thực tế, các nguyên tử carbon trong liên kết đơn không nhất thiết phải có mức độ lai hóa giống nhau. Chúng cũng có thể hình thành liên kết đôi trong các hợp chất alken hoặc liên kết ba trong các hợp chất alkyn. Một liên kết đôi được hình thành với một orbital lai hóa sp2 và một orbital p không tham gia vào quá trình lai hóa. Một liên kết ba được hình thành với một orbital lai hóa sp và hai orbital p từ mỗi nguyên tử. Các orbital p tạo thành liên kết pi.[2]

Chuỗi và phân nhánh

Carbon là một trong số ít nguyên tố có thể tạo ra chuỗi dài các nguyên tử của chính nó, một đặc tính được gọi là catenation. Đặc tính này kết hợp với năng lượng liên kết C–C tạo ra một số lượng lớn các dạng phân tử khác nhau. Nhiều loại trong số này là thành phần cấu trúc quan trọng của sự sống, vì vậy các hợp chất carbon còn có một lĩnh vực nghiên cứu riêng: hóa hữu cơ.

2,2,3-trimethylpentan

Phân nhánh phổ biến trong cấu trúc liên kết C–C. Các nguyên tử carbon trong phân tử được phân loại theo số lượng carbon lân cận mà chúng liên kết:

Trong "các phân tử hữu cơ có cấu trúc phức tạp", chính sự định hướng ba chiều của liên kết C–C tại locus bậc bốn quyết định hình dạng của phân tử.[3] Hơn nữa, locus bậc bốn được tìm thấy trong nhiều phân tử nhỏ có hoạt tính sinh học, chẳng hạn như cortisone và morphin.[3]

Năng lượng và chiều dài liên kết

Liên kết đơn C–C có năng lượng liên kết yếu hơn C-H, O-H, N-H, H-H, H-Cl, C-F và nhiều liên kết đôi hoặc ba, và tương đương với liên kết C-O, Si-O, P-O và S-H.[4] Dù vậy, liên kết đơn C–C thường được coi là mạnh.

Liên kết C–C Phân tử Năng lượng phân ly liên kết (kcal/mol)
CH3−CH3 ethan 90
C6H5−CH3 toluen 102
C6H5−C6H5 biphenyl 114
CH3C(O)−CH3 aceton 84
CH3−CN acetonitrile 136
CH3−CH2OH ethanol 88

Các giá trị nêu trên biểu thị năng lượng phân ly liên kết C–C thường gặp. Đôi khi vẫn có các ngoại lệ có thể đi chệch khỏi phạm vi này.

So sánh độ dài liên kết trong các hydrocarbon đơn giản[5]
Phân tử Ethan Ethylen Acetylen
Công thức C2H6 C2H4 C2H2
Phân loại alkan alken alkyn
Cấu trúc
Lai hóa carbon sp3 sp2 sp
Độ dài liên kết C–C 153,5 pm 133,9 pm 12,3 pm
Tỷ lệ liên kết đơn C–C 100% 87% 78%
Phương pháp xác định cấu trúc Quang phổ vi ba Quang phổ vi ba Phổ hồng ngoại

Các trường hợp đặc biệt

Liên kết đơn C–C dài, yếu

Nhiều trường hợp đặc biệt khác được xác định có liên kết C–C kéo dài. Ví dụ, hợp chất Ph2C=C6H5-CPh3 có một liên kết C–C kéo dài 159,7 picomet. Chính liên kết này có thể đảo ngược và dễ dàng bị phá vỡ ở nhiệt độ phòng trong dung dịch:[6]

Trong phân tử hexakis(3,5-di-tert-butylphenyl)ethan còn yếu hơn nữa, khi năng lượng phân ly liên kết để tạo thành gốc triarylmethyl ổn định chỉ là 8 kcal/mol. Cũng là hậu quả của sự dày đặc trong không gian nghiêm trọng, hexakis(3,5-di-tert-butylphenyl)ethan có liên kết vào trung tâm rất dài với chiều dài 167 pm.[7]

Liên kết đôi C–C xoắn, yếu

Cấu trúc của tetrakis(dimethylamino)ethylene (TDAE) bị biến dạng rất nhiều. Góc nhị diện của hai đầu N2C là 28º, mặc dù khoảng cách C=C bình thường là 135pm. Hợp chất gần đẳng cấu tetraisopropylethylene cũng có khoảng cách C=C là 135 pm, nhưng lõi C6 của nó có dạng phẳng.[8]

Liên kết ba C–C ngắn, mạnh

Ở thái cực ngược lại, liên kết đơn C–C trung tâm của diacetylen rất mạnh ở mức 160 kcal/mol, do liên kết đơn nối với hai nguyên tử cacbon lai hóa sp.[9] Liên kết đa C–C nhìn chung mạnh hơn, ví dụ: liên kết đôi của ethylen và liên kết ba của axetylen đã được xác định có năng lượng phân ly liên kết lần lượt là 174 và 230 kcal/mol.[10] Một liên kết ba rất ngắn có chiều dài 115 pm đã được quan sát thấy ở các loại iodonium [HC≡C–I+Ph][CF3SO3–], do phần iodonium hút electron mạnh.[11]

Tham khảo

  1. ^ Dembicki, Harry (6 tháng 10 năm 2016). Practical Petroleum Geochemistry for Exploration and Production (bằng tiếng Anh). Elsevier. tr. 7. ISBN 9780128033517.
  2. ^ Smith, Michael B.; March, Jerry (2007), Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure (ấn bản thứ 6), New York: Wiley-Interscience, ISBN 978-0-471-72091-1
  3. ^ a b Quasdorf, Kyle W.; Overman, Larry E. (2014). “Review: Catalytic enantioselective synthesis of quaternary carbon stereocentres”. Nature (paper). 516 (7530): 181–191. Bibcode:2014Natur.516..181Q. doi:10.1038/nature14007. PMC 4697831. PMID 25503231.closed access publication – behind paywall
  4. ^ Yu-Ran Luo and Jin-Pei Cheng "Bond Dissociation Energies" in CRC Handbook of Chemistry and Physics, tái bản lần thứ 96.
  5. ^ CRC Handbook of Chemistry and Physics, tái bản lần thứ 88
  6. ^ Bochkarev, L. N.; Molosnova, N. E.; Zakharov, L. N.; Fukin, G. K.; Yanovsky, A. I.; Struchkov, Y. T. (1995). “1-Diphenylmethylene-4-(triphenylmethyl)cyclohexa-2,5-diene Benzene Solvate”. Acta Crystallographica Section C Crystal Structure Communications. 51 (3): 489–491. doi:10.1107/S0108270194009005.
  7. ^ Rösel, Sören; Balestrieri, Ciro; Schreiner, Peter R. (2017). “Sizing the role of London dispersion in the dissociation of all-meta tert-butyl hexaphenylethane”. Chemical Science (bằng tiếng Anh). 8 (1): 405–410. doi:10.1039/c6sc02727j. ISSN 2041-6520. PMC 5365070. PMID 28451185.
  8. ^ Bock, Hans; Borrmann, Horst; Havlas, Zdenek; Oberhammer, Heinz; Ruppert, Klaus; Simon, Arndt (1991). “Tetrakis(dimethylamino)ethene: An Extremely Electron-Rich Molecule with Unusual Structure both in the Crystal and in the Gas Phase”. Angewandte Chemie International Edition in English. 30 (12): 1678–1681. doi:10.1002/anie.199116781.
  9. ^ “NIST Webbook”.
  10. ^ Blanksby, Stephen J.; Ellison, G. Barney (tháng 4 năm 2003). “Bond Dissociation Energies of Organic Molecules”. Accounts of Chemical Research (bằng tiếng Anh). 36 (4): 255–263. CiteSeerX 10.1.1.616.3043. doi:10.1021/ar020230d. ISSN 0001-4842. PMID 12693923.
  11. ^ Streitwieser, Andrew; Heathcock, Clayton H.; Kosower, Edward M. (1992). Introduction to organic chemistry (ấn bản thứ 4). Upper Saddle River, N.J.: Prentice Hall. tr. 574. ISBN 978-0139738500. OCLC 52836313.
Kembali kehalaman sebelumnya