органика для медиков. Борисова Т. Н., Варламов А. В., Сорокина Е. А
 Скачать 2.93 Mb.
|
|
Борисова Т.Н., Варламов А.В., Сорокина Е.А., Воскресенский Л.Г., Никитина Е.В. ОСНОВЫ ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ МЕДИЦИНСКОГО ФАКУЛЬТЕТА СПЕЦИАЛЬНОСТИ “ФАРМАЦИЯ” Москва 2007 3 ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ I. Типы связей в органических соединениях 1. Ковалентная – это связь, образованная за счет обобществления электронов двух атомов. Имеется два механизма образования ковалентной связи: а) при ковалентном механизме образования каждый из атомов, образующих связь предоставляет по одному электрону: 1ē + 1ē (ē - электрон) Примеры Н-Н – ковалентная неполярная Н-Cl – ковалентная полярная; Полярность связи (поляризация связи) обозначается в органической химии с помощью частичных зарядов ( δ ) и соответствует разнице в электроотрицательности элементов (см. ниже соответствующую таблицу). Например, CH 3 +δ → Br -δ , H +δ → Br -δ б) при донорноакцепторном механизме образования один из атомов предоставляет неподеленную пару электронов (НПЭ), а другой – вакантную орбиталь. 2 ē + ( - вакантная орбиталь) Примеры NH 3 CH 3 NH 2 NH 4 CH 3 NH 3 H H + + 2. Семиполярная – ковалентная связь, дополненная электростатическим взаимодействием атомов (образована по донорно-акцепторному механизму). CH 3 (CH 3 ) 3 N (CH 3 ) 3 NBF 3 (CH 3 ) 3 N BF 3 + + атом кислорода O CH 3 BF 3 + CH 3 O CH 3 BF 3 O (CH 3 ) 3 N O 3. Ионная – электростатическая связь между противоположно заряженными ионами. В органических соединениях из-за значительной разницы в электроотрицательности элементов ионными являются связи между атомами углерода (в sp-гибридизации), кислорода, азота, серы и щелочными и щелочноземельными металлами. 4 Примеры C H C Na CH 3 O Na CH 3 C O O K ацетиленид натрия метилат натрия ацетат калия CH 3 C O O CH 3 C O O Ca +2 CH 3 NH Na CH 3 S K ацетат кальция метиламид натрия метилтиолат калия (CH 3 COO) 2 Ca Электроотрицательность элементов по Полингу. Li 1,0 Be 1,5 B 2,0 H 2,1 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Na 0,9 Mg 1,2 Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 S 2,5 Cl 3,0 K 0,8 Ca 1,0 Se 2,5 Br 2,8 Rb 0,8 Sr 1,0 I 2,5 Cs 0,7 Ba 0,9 Данные по атому углерода: C sp3 2,5 C sp2 2,8 C sp 3,1 II. Типы гибридизаций атомов, участвующих в образовании органических соединений Для атома углерода. 1. Исходное невозбужденное состояние (ИНС) 1s 2 2s 2 2p 2 Атом С имеет четыре валентных ē. 2s 2p 1s 2.Варианты перераспределения валентных электронов атома углерода за счет гибридизации Гибридизация – выравнивание валентных электронных облаков по форме и энергии. Гибридные орбитали изображаются в виде несимметричных гантелей. 1) Валентные ē sp 3 -гибридизованного атома углерода участвуют в образовании четырех равноценных σ- связей с помощью 4-х неспаренных ē. sp 3 5 Оси четырех sp 3 – орбиталей направлены к вершинам тетраэдра, валентные углы равны 109 о 28 ′ Для изображения СН-связей в молекуле метана (СН 4 ) возможны два варианта: а) схема заполнения подуровней; б) объемная модель. Модели молекул метана и этана. 2sp 3 1s H H H H а) б) C H H H H 2) sp 2 Валентные ē sp 2 -гибридизованного атома углерода участвуют в образовании трёх равноценных σ-связей, четвертая π-связь осуществляется за счет электронов р z -орбитали. Оси трех sp 2 – орбиталей расположены на плоскости, угол -120 0 Орбиталь p z расположена перпендикулярно этой плоскости. sp 2 2sp 2 1s p z σ -связи π-связь p z 2sp 3 1s 6 Модель молекулы этена (этилена) СН 2 = СН 2 C H H H H σ C π π-Связь перпендикулярна плоскости, в которой лежат sp 2 – гибридные орбитали и образована за счет бокового (латерального) перекрывания р- орбиталей. Это перекрывание менее эффективно (имеет меньшую площадь), чем при образовании σ-связей (в этом случае гибридные облака перекрываются по линии, связывающей центры атомов). 3) Валентные ē sp-гибридизованного атома углерода участвуют в образовании двух равноценных σ-связей, образование двух π-связей осуществляется за счет р y и p z – орбиталей. Оси sp – орбиталей представляют собой линию, угол 180°. Модель молекулы этина (ацетилена) СН≡СН имеет палочковую (цилиндрическую) симметрию, облака π – связей взаимно перпендикулярны. sp 2sp 1s P y P z π H H C C π 7 Модели некоторых более сложных молекул 1 H H H 2 3 H H H 4 H H H 2 C CH CH 2 CH 3 sp2 sp2 sp3 sp3 бутен-1 π 1 2 3 4 H H H H H C C CH CH 2 sp sp sp 2 sp 2 1 2 4 3 бут-1-ен-3-ин 4 3 2 1 (винилацетилен) π π π Варианты распределения валентных электронов для атома азота. 1. ИНС: 1s 2 2s 2 2p 3 Атом азота имеет пять валентных электронов. 2. а) Валентные ē sp 3 -гибридизованного атома азота образуют три ковалентные σ-связи за счёт неспаренных ē или четыре связи с участием неподеленной пары электронов (НПЭ) по донорно-акцепторному механизму. 1s 2sp 3 Модели молекулы аммиака NH 3 и иона аммония NH 4 + N sp 3 2s 1s 2p 8 б) В sp 2 гибридизованном атоме азота четыре валентных электрона, включая НПЭ, располагаются на гибридных орбиталях. Два неспаренных электрона участвуют в образовании 2-х σ-связей, пятый валентный электрон, находящийся на 2p z участвует в образовании π-связи. Модель молекулы имина этаналя Возможен второй вариант распределения валентных электронов в атоме азота, кроме приведенного выше. В этом случае НПЭ располагается на 2p z – орбитали (см. тему “Пятичленные гетероциклы с одним гетероатомом”). в) В sp-гибридизованном атоме азота три валентных электрона, включая НПЭ, располагаются на sp-гибридных орбиталях. Неспаренный электрон участвуют в образовании 1-ой σ-связи, ещё два электрона находятся на p y и p z -орбиталях и принимают участие в образовании двух π-связей. sp 2 sp H H H H H H НПЭ N N NH 3 NH 4 1s 2sp 2 2p z N H H H H H C C π σ НПЭ H 3 C CH NH sp 3 sp 2 sp 2 π σ 1 2 1s 2sp 2p z 2p y 9 Модель молекулы синильной кислоты H C N Примеры моделей других молекул Варианты распределения валентных электронов для атома кислорода. 1. ИНС: 1s 2 2s 2 2p 4 Атом кислорода имеет шесть валентных электронов. а) Валентные электроны sp 3 - гибридизованного атома кислорода участвуют в образовании двух σ-связей, две неподеленные пары располагаются на оставшихся sp 3 -гибридизованных орбиталях. О sp 3 π π H C N H H H H H C N H 3 C NH 2 sp 3 sp 3 метиламин π π C N H H H 1 2 σ H 3 C C N sp sp sp 3 1 2 нитрил этановой (уксусной) кислоты, ацетонитрил 1s 2s 2p 1s 2sp 3 10 Модели молекул воды и метанола Возможно образование трех ковалентных связей, третья связь строится по донорно-акцепторному механизму. Модели ионов гидроксония и метилгидроксония H H H H O H O H CH 3 O H H H O C H H O H H H CH 3 O H H H H б) В sp 2 -гибридизованном атоме кислорода на гибридных орбиталях находятся пять электронов, включая две НПЭ. Шестой валентный электрон расположен на 2p z и участвует в образовании π-связи. Модель молекулы метаналя (формальдегида) 2sp 2 1s p z C H H σ O π H C O H sp 2 sp 2 Второй вариант распределения валентных электронов атома кислорода предполагает наличие на 2p z одной НПЭ (аналогично атому азота) (см. тему “Пятичленные гетероциклы с одним гетероатомом”). sp 2 H H H H O H O H H 3 C O H H H O C 11 Примеры моделей других молекул Модели молекул азотистой (HNO 2 ) и азотной (HNO 3 ) кислот O H O N p s O N sp 3 sp 2 sp 2 H O O H O N p s O N O O H - одна из резонансных структур O sp-Гибридизация не характерна для атома О. Структуры Льюиса Изображение молекулы (или иона), в котором наибольшее возможное число атомов (за исключением водорода) получает восемь внешних электронов (октет) (т.е. указываются все НПЭ и имеющиеся формальные заряды). Структура Льюиса является прекрасным способом изображения распределения электронов в молекулах, и применяется, прежде всего, при описании строения молекул методом резонанса (см. далее). Определение формального заряда(ф.з.) элемента в молекулах органических соединений. Ф.З. = V – (1/2 X + У) V – число валентных электронов, соответствующих номеру группы элемента в периодической системе; Х – общее число электронов всех ковалентных связей; У – общее число электронов неподелённых пар. Примеры определения формального заряда для атома азота: N H N H H H 3 C N H H метиламин V = 5, X = 6, Y = 2, Ф.З.= 0 ; N H N H H CH 3 N CH 3 CH 3 катион триметиламмония V = 5, X = 8, Y = 0, Ф.З.= +1 ; H примеры: примеры: 12 N N H V = 5, X = 4, Y = 4, Ф.З.= -1 H Na NH 2 Na амид Na амид-анион пример: N H 3 C C нитрен (промежут. частица) электронейтральна V = 5, X = 2, Y = 4, Ф.З.= 0 N O N для атома О: V = 5, X = 4, Y = 0, Ф.З.= +1 H O N O O Ф.З.= 6 - (1+6) = -1 ∗ ∗ пример: пример: Строение частиц 1. Катионы – положительно заряженные частицы. а) Карбкатионы C H C H H sp 2 - гибридизация, плоский; - - Ф.З.= +1 ацил-катион, R-алкил; метил-катион, общее обозначение - R C R - алкил катион (алкил-углеводородный остаток) - O H 3 C C O ацетил-катион, общее обозначение - - C , б) Другие катионы H протон; - - хлор-катион; нитроний-катион; - гидроксил-катион - N H O Cl O O - нитрозо-катион; -сульфо-катион N O S O OH O 2. Анионы – отрицательно заряженные частицы. 13 а) Карбанионы C Ф.З.= -1 - анион, образующийся из малонового эфира C O C OC 2 H 5 C C 2 H 5 O O C O H 3 C H C C OC 2 H 5 O - анион, образующийся из ацетоуксусного эфира sp 2 - гибридизация, плоский б) Другие анионы H гидрид-анион; - - хлор-анион; амид-анион; - ацетат-анион; - NH 2 Cl H 3 C C O O O N O O N O O нитрит-анион; - нитрат-анион; - 3. Свободные радикалы – электрически нейтральные частицы, имеющие неспаренный электрон. Атом углерода в радикалах находится в sp 2 гибридизации (плоский) или в sp 3 -гибридизации (пирамидальный). C sp 2 - гибридизация, плоский; для разветвленных радикалов - sp 3 (пирамидальный) - Ф.З.= 4-(3+1) = 0; а) Углеводородные радикалы - метилрадикал; CH 3 H 2 C CH-CH 2 C CH 3 H 3 C CH 3 C 6 H 5 CH 2 - т рет -бутилрадикал; - аллилрадикал; - бензилрадикал. sp 2 sp 3 sp 2 sp 2 б) Другие радикалы - нитроний радикал; NO 2 - гидроксил-радикал; - радикал водорода (атом водорода); - радикал хлора (атом хлора). OH H Cl 14 4. Карбены (К) – электрически нейтральные (Ф.З. ат.С =0) нестабильные соединения двухвалентного углерода общей формулы :CRR ’ , образующиеся в качестве промежуточных частиц в реакциях. Строение карбенов Карбеновый атом углерода имеет две несвязывающие молекулярные орбитали с двумя электронами.Различают синглетный и триплетный карбены. Синглентный карбен (СК) имеет одну из орбиталей занятую двумя электронами, вторая орбиталь вакантна (гибридизация карбенового атома углерода близка к sp 2 ). H H CK H H TK Триплетный карбен (ТК) – содержит две одноэлектронные молекулярные орбитали (гибридизация карбенового атома углерода близка к sp). Более устойчивым является ТК. В момент образования в химической реакции карбен находится в синглетном состоянии, затем переходит в более стабильное триплетное. Карбен высоко реакционноспособная частица, в реакциях выполняет роль электрофила. Электронные эффекты Существует два механизма смещения электронов, характерных для ковалентных связей органических соединений, при этом связи поляризуются, т.е. приобретают положительный и отрицательный частичные заряды (δ). Индуктивный механизм или индуктивный эффект – это передача электронного влияния заместителя с участием σ-связей, причиной электронных смещений является разница в электроотрицательности атомов или групп атомов в молекуле. Индуктивный эффект обозначают буквой I (+ или -); Графически индуктивный эффект изображается стрелками по σ-связи в направлении смещения ē. Знак эффекта совпадает со знаком частичного заряда, приобретаемого заместителем при сдвиге ē. - где R, R', H, Hal. C R' R - дихлоркарбен. C Cl Cl CH 2 - карбен (метилен), 15 - заместитель, -I. C C H C X Y +δ −δ δ - частичный заряд - заместитель, I = 0. - заместитель, +I (частичные заряды в этом случае ставить не принято) -δ - положительный частичный заряд, обозначает недостаток электронов; +δ - отрицательный частичный заряд, обозначает избыток электронов. 1. Положительный индуктивный эффект(+I) проявляют только алкильные группы. Они отдают часть своей электронной плотности, причем тем сильнее, чем больше разветвленность углеводородного радикала. Считается, что С – Н связи в алкильных группах взаимодействуют, что приводит к некоторому накоплению электронной плотности и способности частично ее отдать. +I растёт CH 3 CH 2 CH 3 CH(CH 3 ) 2 C(CH 3 ) 3 < < < 2. Отрицательный индуктивный эффект (-I) проявляют следующие атомы и группы: а) галогены б) Правила для сравнения величин –I а) чем больше электроотрицательность (ЭО) элемента, вызывающего смещение электронов на себя, тем сильнее -I. - I - Br - Cl - F < < < - NR 2 - SR - OR < < =NR =O < - I б) чем больше заряд заместителя, тем больше -I N O O N R R R < Примеры описания молекул с помощью I-эффекта: -NR 2, -NO 2, -NR 3, -OR, =O, =NR, CN 16 CH 3 → Br − δ + δ + I - I CH 3 → N O O - I - I CH 3 -CH 2 → O-CH 3 + δ − δ - I CH 3 -CH 2 → N(CH 3 ) 3 CH 3 → CH=CH 2 Мезомерный механизм или мезомерный эффект. Поскольку для реализации мезомерного эффекта необходима сопряженная система связей, первоначально вводится понятие сопряжения. Соединения, в которых чередуются простые и кратные (двойные, тройные) связи или соединения, в которых при кратной связи имеется атом с НПЭ, называются сопряженными соединениями или системами. Различают два типа сопряжений: 1. π - π – Сопряжение Примеры молекул CH 2 =CH-CH=CH 2 CH 2 =CH-CH=CH 2 CH 3 CH 2 =CH-CN CH 2 =CH-C O H В этих молекулах происходит взаимодействие р-ē π-связей, что приводит к возникновению дополнительной электронной плотности в области соседней простой связи (частичная двоесвязанность). Для описания такого рода молекул вводится термин – перераспределение или делокализация электронов. Следствием делокализации электоронов является уменьшение длины простой связи (по сравнению с длиной С-С-связи в алканах) и увеличение длины π- связи (по сравнению с длиной С=С-связи в алкенах) и выигрыш в энергии. CH 2 =CH-CH=CH 2 бутадиен-1,3 , строение: 1 2 3 4 C C H H C H C H H H полное перекрывание р-орбиталей π-связей частичное перекрывание р-орбиталей π-связей, как следствие возникновение дополнительной электронной плотности вид "сверху" 17 Длины связей С 1 – С 2 (С 3 – С 4 ) и С 2 – С 3 отличаются от длин соответствующих двойных в алкенах и простых в алканах связей (см. также тему «Сопряженные диены»). H 3 C CH 2 CH 2 CH 3 H 3 C CH CH CH 3 H 2 C CH CH CH 2 бутан бутен-2 бутадиен-1,3 1.54 1.52 1.52 1.34 1.34 1.34 1.48 Бутадиен-1,3 является (неполярной) сопряженной системой. Значительно больше имеется поляризованных сопряженных систем. Поляризация связей в таких молекулах описывается с помощью изогнутых стрелок, начало которых указывает на то, какие р-ē подвергаются смещению, конец – направление смещения. Частичные заряды ставятся на концах поляризованной системы связей. CH 2 =CH-CH=CH 2 CH 2 CH C H O CH 2 CH C +δ −δ N +δ −δ +δ −δ ↑ CH 3 2. р – π Сопряжение Примеры молекул CH 2 CH Cl +δ −δ CH 2 CH +δ −δ CH 2 C CH=CH 2 +δ −δ Cl O CH 3 1-хлорэтен , хлористый винил метоксиэтен, метилвиниловый эфир 2-хлорбутадиен-1,3, хлоропрен CH 2 =CH-NH-CH 3 +δ −δ N-винилэтен, метилвиниламин В большинстве случаев р,π – сопряженная система поляризована. В результате частичного перекрывания р-орбиталей НПЭ элемента (галоген, азот, кислород) и р-орбиталей кратной связи наблюдается делокализация р-ē кратной связи и НПЭ, при этом р-ē НПЭ смещаются от элемента в сторону простой связи и делают ее частично двоесвязанной. Как следствие связи С-CI, C-O, C-N такого типа короче обычных. |