Химическая связь и взаимное влияние атомов в молекулах

Органическая химия
Курс лекций
для студентов фармацевтического факультета
Бауков Юрий Иванович
профессор кафедры химии
Белавин Иван Юрьевич
профессор кафедры химии
Российский национальный исследовательский
медицинский университет им. Н.И. Пирогова,
г. Москва
1
Лекция 01
 Химическая связь и взаимное влияние атомов
в молекулах органических соединений;
их кислотные и основные свойства.
Исходный уровень к лекции 01
– типы химических связей, электронное строение
атома углерода, гибридизация орбиталей;
– протолитическая теория Бренстеда.
Исходный уровень к лекции 02
– теория химического строения органических
соединений А.М. Бутлерова
2
Химическая связь и взаимное влияние атомов
в молекулах органических соединений;
их кислотные и основные свойства.
● Основные типы химических связей в органических соединениях
○ Локализованные химические связи
– Химия углерода: электронная структура
○ Гибридизация атомных орбиталей
○ Характеристики ковалентных связей
o Донорно-акцепторная (координационная) связь
○ Делокализованные химические связи
– Сопряженные системы
– Ароматичность: особый вид сопряжения
● Электронные эффекты заместителей
● Пространственные эффекты
● Кислотные и основные эффекты органических соединений
● Приложение: справочный и иллюстративный материал
3
Органическая химия
в системе высшего фармацевтического образования
(фундаментальная учебная дисциплина)
естественно-научная база
биологической химии
токсикологической
химия
фармакологии
фармакогнозии
фармацевтической
химии
технологии лекарственных
практической деятельности
форм
провизора
опирается на
общую
химию
школьный
курс химии
физическую
химию
4
Основные типы химических связей
в органических соединениях
Локализованные химические связи
 Локализованная связь ─
для органических соединений характерны
ковалентные - и -связи
 Ковалентная связь ─
• -Связь ─
-Связь ─
5
Химия углерода: электронная структура
2p
C
2p
2s
2s
1s
1s
1s2 2s2 2p2
C*
1s2 2s1 2p3
6
Пример.
H
H
H
C
H
•
H
C
H
H
H
Энергии s и p орбиталей различны, но все четыре C–H
связи в метане имеют одинаковую длину (0.154 нм) и все
валентные углы равны (109.5°). Молекула метана
представляет собой идеальный тетраэдр.
Почему?
─ Ответ:
*
Более подробно понятие гибридизации орбиталей рассмотрено
в Приложении.
7
Гибридизация атомных орбиталей
8
Электронная структура этилена (1)
H
H
C
H
C
H
9
Электронная структура этилена (2)
10
Электронная структура ацетилена (1)
H
C
C
H
11
Электронная структура ацетилена (2)
12
Характеристики ковалентной связи
(длина *, энергия *, полярность, поляризуемость)
 Полярность связи ─
• Неполярная связь ─
CH3CH3
CH2CH2
CHCH
• Полярная связь ─
 Электроотрицательность (ЭО, ОЭО) ─ способность атома в
молекуле притягивать электроны, участвующие в химической связи.
Электроотрицательность некоторых элементов по шкале Полинга
F
O
Csp
N
Cl
Csp2
Br
I
Csp3
S
H
4.0
3.5
3.1
3.0
3.0
2.8
2.8
2.6
2.5
2.5
2.1
*
Si
Li
1.8 1.0
Na
0.9
Справочный материал о длине и энергии ковалентных связей
а также ЭО некоторых групп приведен в Приложении.
13
Полярные связи


Разница в электроотрицательности () характеризует степень
полярности связи.
 = 0.10.3 ─
 = 0.52.0 ─
  2.0 ─
Результат неравномерного распределения электронной
плотности ─ появление частичных зарядов на атомах.

C


Cl

C

O
Дипольный момент ()  количественная характеристика
разделения зарядов (выражается в дебаях (D),
см. табл. 1.1 в Приложении).
• В случае двухатомных молекул измеряется непосредственно
дипольный момент связи (для HF  = 1.75 D);
для многоатомных молекул суммарный дипольный момент
─ векторная сумма моментов связей; в симметричных
молекулах (CCl4, CO2) дипольный момент равен 0.
14
Поляризуемость
 Поляризуемость связи ─
• Индуцированный диполь складывается с постоянным диполем
(если он есть).
•
• В значительной степени определяет реакционную способность
Поляризуемость атома, молекулы
Cl2 → Cl+—Cl–
15
Донорно-акцепторная (координационная) связь *
образование ковалентной связи
a) A + B
AB
b) D +
D A
A
 Донорно-акцепторная связь ─
D
A
различные способы изображения
H
F
H N
B
H
F
H
F
или
+
H N
H
F
B
F
R 3N
O--
F
семиполярная связь
 разновидность донорно-акцепторной связи
(биполярная связь)
* Схемы образования координационной связи с участием n-доноров
и -доноров см. в Приложении.
16
Водородные связи и межмолекулярные взаимодействия

Н-Связи —

Водородная связь ─
─X←Hδ+… :Yδ−─
(Е ≈ 1040 кДж/моль)
Межмолекулярные Н-связи

Межмолекулярные водородные связи
R
R
O
R
H ... O H ... O H
R
H
O
H
H ... O H ... O H
O
R
C
O
... H
H...
O
C
R
O
* Примеры соединений с внутримолекулярной Н-связью см. в Приложении.
17
Межмолекулярные взаимодействия

Межмолекулярные взаимодействия — взаимодействия
между частицами, приводящие к образованию из них
непрочных ассоциатов и осуществляющие связь между
частицами в твердых веществах и жидкостях:
ион-ионное (в жидкостях), ион-дипольное, дипольдипольное, дисперсионное взаимодействия,
водородная связь.
+
+
+
+
+
+
+
+
18
Делокализованные химические связи

Делокализованная связь —
взаимное расположение двойных связей
CH2=C=CH2
CH2=CH–CH=CH2
CH2=CH–CH2–CH=CH2
Сопряжение
19
,-Сопряженные системы *
H
H
C
H
C
H
H
C
C
H
* Примеры ,-сопряженных систем приведены в Приложении
20
p,-Сопряженные системы
O
H2C
CH O CH3
CH3
H2C
C
CH Cl
NH2
H2C

.
CH CH
2
H2C
CH CH2
H2C
CH CH2
Сопряжение —
 Сопряженные системы —
 Энергия сопряжения — выигрыш в энергии, получаемый
за счет сопряжения (для бутадиена-1,3 равен 15 кДж/моль).
21
Сопряжение в винилметиловом эфире
H
H
C
H
C
O
H
C
H
H
22
Ароматичность: особый вид сопряжения

Ароматичность —
Совокупность характерных свойств ароматических соединений
Бензол как прототип ароматических соединений
Ф.А. Кекуле (1865)
23
Сопряжение в бензоле
o Бензол —
Строение молекулы бензола (6 р-электронов, n = 1)
 Термодинамическая стабильность бензола (его энергия сопряжения
или энергия делокализации) 151 кДж/моль.
24
Примеры ароматических соединений *
Конденсированные
ароматические системы
Небензоидные соединения
ClO4
Na
H
H
Ароматические гетероциклы
N
H
O
N
* Дополнительные примеры ароматических, а также неароматических
сопряженных соединений приведены в Приложении.
25
Электронные эффекты заместителей
• Взаимное влияние атомов в молекулах
 Индуктивный эффект (I-эффект) ─
IH = 0
Н
+ICH
3
Н

С

СН2

C

CH2

СН2
+I O 

O

CH2

CH2

CH2
+
H3N

CH2

CH2

CH2
Н
F
 I CF
3
F
F

CH2
 I NH
+
3
• +I-эффект: СН3 и др. алкилы, Li, Na, Mg, O.
• –I-эффект: Hal, OH, H2O+, NH2, NH3+, NO2, CN, C(O)H, C(O)R,
COOH, COOR, SO3H.
26
 Мезомерный эффект (M-эффект) ─
+M-эффект
+M
CH3O

СН3 О СН СН2
 M-эффект
О

 М СНО
СН2 СН С
Н
+M NH
2
NH2
О
 М СООН
С
ОН
• +M-эффект: С=C, C6H5, Hal, OH, OR, O, NH2.
• –M-эффект: C=O, COOH, CN, C=C, C6H5, NO2.


27
Эффект поля
 Эффект поля (F-эффект) ─
 Экспериментально разделить индуктивный эффект и
эффект поля весьма сложно;
как правило, они действуют совместно.
 Обычно считают, что понятие индуктивный эффект
включает в себя и эффект поля.
•
Суммарное действие индуктивного и мезомерного
эффектов.
28
Характер совместного действия заместителей
Заместитель
Электронные эффекты
индуктивный
мезомерный
Алкильные группы (R)
+I

O
+I
+M
NH2, NHR, NR2
I
+M
OH, OR
I
+M
NH3+, NR3+
I

Галогены (F, Cl, Br, I)
I
+M
C=O
I
M
COOH, COOR
I
M
NO2
I
M
CN
I
M
SO3H
I
M
Характер
совместного действия
• Особенности М-эффектов групп С=С и С6Н5.
29
Пространственные эффекты
 часто оказывают
 могут нивелировать или кардинально изменять
 играют важную роль
I
I
CH2 CH NH2
HO
CH3
(стимулятор ЦНС; замена
бензольного кольца на циклогексановое ослабляет действие)
O
I
CH2
I
CH NH2
CH3
(тиреоидное действие,
бензольные кольца расположены
в перпендикулярных плоскостях)
 Использование компьютерного моделирования для построения
трехмерных молекулярных моделей с целью предсказания влияния
пространственных факторов на реакционную способность соединений
и их биологическую активность.
30
Кислотные и основные свойства
органических соединений
Кислотность и основность по Брёнстеду-Лоури (1923)
 Кислоты ─
 Основания ─
• Сопряженные пары кислот и оснований, связанные
переносом протона.
СН3СООН
СН3СОО +
Н+
CH3NH3+
CH3NH2
H+
+
31
СН3 ОН + Н+
CH COOR + H+
2
+ H
СН3 O
H
CH3COOR
Типы кислот и оснований
Типы кислот
СН-кислоты
RC
NH-кислоты
RNH3+
OH-кислоты
SH-кислоты
Типы оснований
C H
RCH2OH
RSH
-основания
СН2
СН2
n-основания
RNH2
ROH
RSH
32
Факторы, определяющие кислотность (1)
 Сила кислоты
 электроотрицательность и поляризуемость элемента
 степень делокализации отрицательного заряда
 способность аниона к сольватации (взаимодействию с растворителем).
усиление кислотных свойств
C H
N H
O
H
S H
F H
Cl H
O
C2H5
O
O H
H
pKa = 16
pKa = 10
CH3-C
O
H
pKa = 4.7
увеличение кислотности
увеличение устойчивости аниона
С2Н5 O
О

О
СН3-С
О

33
К явлению мезомерии
 Мезомерия* (сопряжение) – выравнивание связей и зарядов
в реальной молекуле (частице) по сравнению с идеальной, но
несуществующей (резонансной) структурой.
 Мезомерия может приводить к существенному отличию в
распределении электронной плотности в реальных
структурах по сравнению со структурами, изображаемыми
обычными формулами строения.
Ацилат-ион R COO
O – 1/2
O
R
C
–
O
R
C
O – 1/2
O
R
O
–
C
O
R
C
–
O
O
R
C
O
мезомерный ион
* от греч. mesos – средний
34
–
Факторы, определяющие кислотность (2)
 Электроноакцепторные заместители,
электронодоноры, напротив,
Cl3C
COOH
>
pKa = 0.66
H COOH > CH3
pKa = 3.75
+ H
R O
H
>>
COOH
pKa = 4.7
R O H
увеличение "собственной кислотности" в газовой фазе
H2O
<< CH3CH2OH << (CH3)2CHOH << (CH3)3COH
увеличение стабильности анионов в газовой фазе
CH3
CH3
HO
HOH
CH3
CH2
O
CH3
CH
O
CH3
C
O
CH3
(CH3)3COH
(CH3)2CHOH
CH3 CH2 OH
увеличение кислотности в водном растворе
 Чем меньше размер иона и чем больше делокализован в нем заряд,
34
Факторы, определяющие основность (1)
 Сила основания определяется доступностью пары электронов его
гетеро атома и стабильностью образующегося катиона (сопряженной
кислоты); чем стабильнее катион,
 Качественная оценка основности основана на тех же факторах,
что и кислотности, но действующих обычно
увеличение основности
N
R NH2 > R
O
F
S
Cl
OH > R
SH
(мнемоническое правило NOS)
R O
>> R-O-H
35
Факторы, определяющие основность (2)
 Электронодонорные заместители
CH3
+ICH3
CH3
IH = 0
NH2 >
+ICH3
CH3
N
CH3
NH2
NH2 > NH3 >
+MNH2
NH2 > NO2
INO2, +MNO2
IH = 0
CH3
>
NH3
NH2
>
CF3
N
CF3
CF3
36
Кислоты и основания по Льюису
(перенос пары электронов)
 Кислоты Льюиса ─
─ частицы с вакантной орбиталью, способные дополнить свою
электронную оболочку парой электронов: H+, Ag+, BF3, AlCl3, SO3, R3C+.
 Основания Льюиса ─
─ тождественны основаниям Бренстеда (пара электронов может
быть неподеленной парой или находиться на р-орбитали).
(CH3)3N
+
BF3
=
(C2H5)2O
+
AlCl3
=
+
FeBr3
=
R
CH3
H
Br
(CH3)3N
(C2H5)2O
R
Br
BF3
AlCl3
FeBr3
H+
C
C
CH3
+
+
H
H
CH3
H
O
+
O
S O
C
C
CH3
H
SO3
37
Приложение
(справочный и иллюстративный материал)
Гибридизация атомных орбиталей
– способ описания перестройки орбиталей;
– необходима, когда число неспаренных электронов в основном состоянии атома меньше числа образуемых им связей
(С, только два 2р-электрона, а связей – 4);
– различные атомные орбитали (разной формы, но близкие
по энергии) взаимодействуют между собой, образуя гибридные орбитали одинаковой формы и энергии;
– гибридные орбитали за счет более эффективного перекрывания образуют более прочные связи (по сравнению с
негибридизованными орбиталями);
– тип гибридизации определяет направленность гибридных
орбиталей в пространстве (геометрию молекули ионов);
– в гибридизованном состоянии могут находиться не только атомы углерода, но и другие атомы (например, в ионе
аммония NH4+ атом азота sp3-гибридизован).
38
Схемы образования координационной связи
(с участием n-доноров и -доноров)
n-доноры
неподеленная пара электронов
n-донор
H
H
R N
+
+
--
H Cl
+
R N
H Cl
H
H
первичный амин
--
соль алкиламмония
«ониевые» соли с
участием атомов О, N. S,
P как доноров пары
электронов
-доноры
 образуют координационную связь за счет р-электронов -связи
или ароматического кольца
CH2 CH2
CH2=CH2 + Br2
Br
Br
-комплекс
Fe2+
ферроцен
39

•
•
•

•
•
Длина и энергия ковалентных связей
Длина связи  расстояние между центрами связанных атомов.
(0.1 – 0.2 нм; рентгеноструктурный анализ, электронография)
Ковалентный радиус  половина длины ковалентной связи
между одинаковыми атомами.
Ван-дер-ваальсов радиус  мера того, насколько могут
сблизиться несвязанные между собой атомы.
Длина связи с участием атома С зависит от его гибридизации
 при увеличении кратности связи ее длина уменьшается.
Энергия связи  энергия, выделяющаяся при образовании
химической связи и характеризующая ее прочность; ту же
энергию необходимо затратить для разрыва этой связи.
(200 – 1000 кДж/моль).
Чем длиннее связь, тем меньше ее энергия (т.е. связь слабее).
Энергия диссоциации  энергия, необходимая для гомолитического расщепления отдельной связи в молекуле
(для двухатомных молекул равна энергии связи).
40
Таблица 1.1. Основные характеристики ковалентных связей
Связь
Гибридизация
атома С
Энергия,
кДж/моль
Длина,
нм
Дипольный
момент, D
СС
sp3
348
0.154
0
СС
sp2
626
0.134
0
СС
sp
814
0.120
0
СH
sp3
414
0.110
0.30
СH
sp2
435
0.107
0.40
CO
sp3
344
0.143
0.86
CO
sp2
708
0.121
2.40
CN
sp3
293
0.147
0.45
CN
sp2
598
0.128
1.40
CF
sp3
451
0.140
1.39
CCl
sp3
331
0.176
1.47
OH
460
0.096
1.51
NH
390
0.101
1.31
SH
348
0.130
0.70
41
Внутримолекулярные водородные связи
O
H
CH3
C O
O H
C
C
O
анион салициловой кислоты
для кислоты pKa 2.98; для C6H5COOH pKa 4.18
H
C
CH3
O
ацетилацетон
Сопряженные системы с открытой цепью
,-Сопряженные системы
CH3
H2C
CH CH CH2
бутадиен-1,3
H2C
C CH CH2
изопрен
H2C
CH CH CH CH CH2
гексатриен-1,3,5
O
H2C
CH C
акролеин
H2C
H
CH C CH
винилацетилен
H2C
CH C N
акрилонитрил
42
Примеры ароматических и циклических сопряженных,
но неароматических, соединений (1)
Конденсированные ароматические системы
нафталин
антрацен
фенантрен
Небензоидные соединения
Na
H
циклобутадиен
H
Fe2+
H
ферроцен
циклопенциклопентатадиен-1,3 диенид-1,3 натрия
циклооктатетраен
43
Примеры ароматических и циклических сопряженных,
но неароматических, соединений (2)
Небензоидные соединения
ClO4
H
+
H
H
тропилийперхлорат
циклогептатриен
азулен
( = 1.08 D)
Ароматические и неароматические гетероциклы
N
H
пиррол
O
N
O
фуран
пиридин
пиран
44
Типичные значения pKa для некоторых кислот
Кислота
Элемент
pKa
Период
ЭО
Cl–H
III
3.0
–7
RS–H
III
2.5
8–12
F–H
RO–H
R2N–H
R3C–H
RC(O)O–H
II
II
II
II
II
4.0
3.5
3.0
2.5
3.5
3
15–16
30–35
>45
4–5
Некоторые органические основания и их pKBH+
R O
15–16
>
R NH2
10–11

O
>
10
NH2 > R O R
4–5
4...–6
Увеличение основности
45
Жесткие и мягкие кислоты и основания

принцип ЖМКО, принцип Пирсона (1963)
Жесткие кислоты  кислоты Льюиса с акцепторными атомами,
малыми по размеру и большим положительным зарядом, с высокой
электроотрицательностью и низкой поляризуемостью.
H+, Na+, K+, Mg2+, Fe3+, BF3, AlCl3, CO2, RC(O)+.
 Мягкие кислоты  кислоты Льюиса с акцепторными атомами
большого размера и малым по величине положительным зарядом,
небольшой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью.
Ag+, Cu+, Hg2+, Br+, I+, Br2, I2, RHal, RCH2+.

Жесткие основания  донорные частицы с низкой электроотрицательностью, низкой поляризуемостью, трудно окисляющиеся.
H2O, HO, ROH, RO , ROR, F, Cl, NH3, NH2, RCOO.

Мягкие основания  донорные частицы с высокой электроотрицательностью, высокой поляризуемостью, легко окисляющиеся.
H, RSH, RSR, RS, HS, NC, I, R, R2C=CR2, бензол.

Промежуточные
Кислоты: Cu2+, Zn2+, Fe2+, C6H5+, R3C+.
Основания: Br, C6H5NH2, пиридин.
46
 Жесткие кислоты предпочитают реагировать с жесткими
основаниями;
мягкие кислоты – с мягкими основаниями.
1) CH3O
ClCH2
ClCH
CH2 + CH3OH + Cl
CH2Cl
2) 2 C6H5S
C6H5SCH2CH2SC6H5 + 2 Cl
1) Жесткое основание, метоксид-ион CH3O, предпочтительно
атакует жесткую кислоту (жесткий реакционный центр) –
протон в 1,2-ди-хлороэтане; в результате имеет место реакция
элиминирования.
2) Мягкое основание, тиофеноксид-ион, предпочтительно атакует
мягкую кислоту (мягкий реакционный центр)  атом углерода; в
результате образуется продукт нуклеофильного замещения.
47