Российский национальный исследовательский

медицинский университет им. Н.И. Пирогова,

г. Москва

Органическая химия

Курс лекций

для студентов фармацевтического факультета

Бауков Юрий Иванович

профессор кафедры химии

1

Белавин Иван Юрьевич

профессор кафедры химии

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.

○ Локализованные химические связи

● Приложение: справочный и иллюстративный материал

o Донорно-акцепторная (координационная) связь

3

– Химия углерода: электронная структура

– Сопряженные системы

● Основные типы химических связей в органических соединениях

○ Гибридизация атомных орбиталей

○ Характеристики ковалентных связей

○ Делокализованные химические связи

– Ароматичность: особый вид сопряжения

● Электронные эффекты заместителей

● Пространственные эффекты

● Кислотные и основные эффекты органических соединений

биологической химии

фармацевтической

химии

токсикологической

химия

фармакологии фармакогнозии

технологии лекарственных

форм

практической деятельности

провизора

естественно-научная база

опирается на

школьный

курс химии

физическую

химию

общую

химию

Органическая химия в системе высшего фармацевтического образования

(фундаментальная учебная дисциплина)

4

Основные типы химических связей

в органических соединениях

5

Локализованная связь ─

Локализованные химические связи

Ковалентная связь ─

для органических соединений характерны

ковалентные - и -связи

• -Связь ─

-Связь ─

Химия углерода: электронная структура

6

C

1s2 2s2 2p2

2p

1s

2s

C*

1s2 2s1 2p3

2p

1s

2s

Пример.

• 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?

C

H

H

H H HH

C

H

H

─ Ответ:

7

* Более подробно понятие гибридизации орбиталей рассмотрено

в Приложении.

Гибридизация атомных орбиталей

8

Электронная структура этилена (1)

C CH

HH

H

9

10

Электронная структура этилена (2)

C C HH

11

Электронная структура ацетилена (1)

12

Электронная структура ацетилена (2)

13

Характеристики ковалентной связи

(длина *, энергия *, полярность, поляризуемость)

* Справочный материал о длине и энергии ковалентных связей

а также ЭО некоторых групп приведен в Приложении.

Полярность связи ─

• Неполярная связь ─

CH3CH3 CH2CH2 CHCH

• 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 Si Li Na

4.0 3.5 3.1 3.0 3.0 2.8 2.8 2.6 2.5 2.5 2.1 1.8 1.0 0.9

Полярные связи

Разница в электроотрицательности () характеризует степень

полярности связи.

= 0.10.3 ─

= 0.52.0 ─

2.0 ─

Результат неравномерного распределения электронной

плотности ─ появление частичных зарядов на атомах.

Дипольный момент () количественная характеристика

разделения зарядов (выражается в дебаях (D),

см. табл. 1.1 в Приложении).

C O

C Cl

• 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

• Индуцированный диполь складывается с постоянным диполем

(если он есть).

•

• В значительной степени определяет реакционную способность

Поляризуемость атома, молекулы

Cl2 → Cl+—Cl–

15

Поляризуемость связи ─

Поляризуемость

a) A + B A B

b) D + A D A

D A

16

Донорно-акцепторная (координационная) связь *

Донорно-акцепторная связь ─

илиH N B F

H

H

F

F

H N B F

H

H

F

F

+ -

различные способы изображения

семиполярная связь разновидность донорно-акцепторной связи

R3N O--

(биполярная связь)

* Схемы образования координационной связи с участием n-доноров

и -доноров см. в Приложении.

образование ковалентной связи

Водородные связи и межмолекулярные взаимодействия

─X←Hδ+… :Yδ−─

Межмолекулярные Н-связи

Межмолекулярные водородные связи

Н-Связи —

O H

R... O H

R...O H

RO H

R... O H

H...O H

H O

R C

O H...

...

OC R

OH

17

Водородная связь ─

* Примеры соединений с внутримолекулярной Н-связью см. в Приложении.

(Е ≈ 1040 кДж/моль)

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, диполь-

дипольное, дисперсионное взаимодействия,

водородная связь.

+ +

++

+

+

18

Межмолекулярные взаимодействия

+ +

CH2=C=CH2

CH2=CH–CH=CH2

CH2=CH–CH2–CH=CH2

Сопряжение

19

Делокализованные химические связи

взаимное расположение двойных связей

Делокализованная связь —

C CH

HH

C CH

H

H

20

,-Сопряженные системы *

* Примеры ,-сопряженных систем приведены в Приложении

H2C CH O CH3H2C CH ClCH3 C

O

NH2

H2C CH CH2 H2C CH CH2 H2C CH CH2

.

Энергия сопряжения — выигрыш в энергии, получаемый

за счет сопряжения (для бутадиена-1,3 равен 15 кДж/моль).

Сопряженные системы —

21

p,-Сопряженные системы

Сопряжение —

O CH

C C

H

H

H H

H

Сопряжение в винилметиловом эфире

22

Ароматичность: особый вид сопряжения

Ароматичность —

Бензол как прототип ароматических соединений

Ф.А. Кекуле (1865)

23

Совокупность характерных свойств ароматических соединений

Сопряжение в бензоле

Термодинамическая стабильность бензола (его энергия сопряжения

или энергия делокализации) 151 кДж/моль.

24

o Бензол —

Строение молекулы бензола (6 р-электронов, n = 1)

25

Примеры ароматических соединений *

Ароматические гетероциклы

N

H O N

Конденсированные

ароматические системы

H

Na

Небензоидные соединения

H

ClO4

* Дополнительные примеры ароматических, а также неароматических

сопряженных соединений приведены в Приложении.

Н

Н

Н

С СН2 СН2

O CH2 CH2 CH2

• Взаимное влияние атомов в молекулах

• +I-эффект: СН3 и др. алкилы, Li, Na, Mg, O.

• –I-эффект: Hal, OH, H2O+, NH2, NH3

+, NO2, CN, C(O)H, C(O)R,

COOH, COOR, SO3H.

IH = 0

+IO+ICH3

ICF3 I

NH3+ H3N CH2 CH2 CH2

+

F

F

F C CH2 CH2

26

Электронные эффекты заместителей

Индуктивный эффект (I-эффект) ─

• +M-эффект: С=C, C6H5, Hal, OH, OR, O, NH2.

• –M-эффект: C=O, COOH, CN, C=C, C6H5, NO2.

+M-эффект

+MCH3O

СН3 О СН СН2

+MNH2

M-эффект

МСНО СН2 СН С

Н

О

МСООН

27

Мезомерный эффект (M-эффект) ─

NH2

С

ОН

О

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.

28

Эффект поля (F-эффект) ─

Эффект поля

• Суммарное действие индуктивного и мезомерного

эффектов.

Заместитель Электронные эффекты Характер

индуктивный мезомерный совместного действия

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

CN I M

SO3H I M

29

Характер совместного действия заместителей

• Особенности М-эффектов групп С=С и С6Н5.

часто оказывают

могут нивелировать или кардинально изменять

играют важную роль

Использование компьютерного моделирования для построения

трехмерных молекулярных моделей с целью предсказания влияния

пространственных факторов на реакционную способность соединений

и их биологическую активность.

OHO

I

I

I

I

CH2 CH NH2

CH3

(тиреоидное действие,

бензольные кольца расположены

в перпендикулярных плоскостях)

CH2 CH NH2

CH3

(стимулятор ЦНС; замена

бензольного кольца на цикло-

гексановое ослабляет действие)

30

Пространственные эффекты

Кислотность и основность по Брёнстеду-Лоури (1923)

• Сопряженные пары кислот и оснований, связанные

переносом протона.

СН3СООН

CH3NH3+

СН3СОО + Н+

CH3NH2 + H+

31

Кислотные и основные свойства

органических соединений

Кислоты ─

Основания ─

Типы кислот и оснований

Типы кислот Типы оснований

СН-кислоты RC C H

NH-кислоты RNH3+

OH-кислоты RCH2OH

SH-кислоты RSH

-основания

СН2 СН2

n-основания

RNH2 ROH RSH

32

H

+

CH2COOR + H+ CH3COOR

СН3 ОН + Н+ СН3 O

H

Факторы, определяющие кислотность (1)

электроотрицательность и поляризуемость элемента

степень делокализации отрицательного заряда

способность аниона к сольватации (взаимодействию с раство-

рителем).

Сила кислоты

N H O H F H

S H Cl H

C H

усиление кислотных свойств

увеличение кислотности

увеличение устойчивости аниона

33

C2H5 O H

pKa = 16 pKa = 4.7 pKa = 10

CH3-CO H

O

O H

С2Н5 O СН3-С

О

О

О

34

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.

* от греч. mesos – средний

Ацилат-ион R COO

мезомерный ион

R C

O

O– R C

O

O

–

R C

O

O– 1/2

– 1/2

–R C

O

OR C

O

O–

Факторы, определяющие кислотность (2)

COOHCl3C COOH > H COOH > CH3

pKa = 4.7pKa = 3.75pKa = 0.66

>>+

R O HH

R OH

Электроноакцепторные заместители,

электронодоноры, напротив,

увеличение "собственной кислотности" в газовой фазе

H2O << CH3CH2OH << (CH3)2CHOH << (CH3)3COH

Чем меньше размер иона и чем больше делокализован в нем заряд,

HO CH3 CH2 O

CH3CH O

CH3CH3 C O

CH3

CH3

увеличение стабильности анионов в газовой фазе

увеличение кислотности в водном растворе

HOH CH3 CH2 OH (CH3)2CHOH (CH3)3COH

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

R NH2 > R OH > R SH

(мнемоническое правило NOS)

N O F

S Cl

увеличение основности

R O >> R-O-H

35

Факторы, определяющие основность (2)

+MNH2 +ICH3 IH = 0

NH2CH3 NH2 NH2NO2> >

IH = 0

INO2, +MNO2 +ICH3

Электронодонорные заместители

CH3 N

CH3

CH3 CF3 N

CF3

CF3NH3> >

36

CH3 NH2 > NH3 > NH2

Кислоты и основания по Льюису (перенос пары электронов)

37

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 = (CH3)3N BF3

(C2H5)2O + AlCl3 = (C2H5)2O AlCl3

+ FeBr3 = R Br R Br FeBr3

C CHH

CH3CH3

+ H+ C CHH

CH3CH3

H+

SO3+ S OO

O

38

Приложение

(справочный и иллюстративный материал)

Гибридизация атомных орбиталей

– способ описания перестройки орбиталей;

– необходима, когда число неспаренных электронов в основ-

ном 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 гиб-

ридные орбитали одинаковой формы и энергии;

– гибридные орбитали за счет более эффективного пере-

крывания 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 толь-

ко атомы углерода, но и другие атомы (например, в ионе

аммония NH4+ атом азота sp3-гибридизован).

Схемы образования координационной связи

(с участием n-доноров и -доноров)

n-донор

первичный амин

неподеленная пара электронов

соль алкиламмония

«ониевые» соли с

участием атомов О, N. S,

P как доноров пары

электронов

N

H

H

R + H+Cl-- N+

H

H

R H Cl--

n-доноры

39

-доноры образуют координационную связь за счет р-электронов -связи

или ароматического кольца

CH2=CH2 + Br2

CH2 CH2

Br

Br

-комплекс

Fe2+

ферроцен

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 гомолити-

ческого расщепления отдельной связи в молекуле

(для двухатомных молекул равна энергии связи).

40

Длина и энергия ковалентных связей

Таблица 1.1. Основные характеристики ковалентных связей

Связь Гибридизация

атома С

Энергия,

кДж/моль

Длина,

нм

Дипольный

момент, D

СС sp3 348 0.154 0

СС sp2 626 0.134 0

СС sp 814 0.120 0

СH sp3 414 0.110 0.30

СH sp2 435 0.107 0.40

CO sp3 344 0.143 0.86

CO sp2 708 0.121 2.40

CN sp3 293 0.147 0.45

CN sp2 598 0.128 1.40

CF sp3 451 0.140 1.39

CCl sp3 331 0.176 1.47

OH 460 0.096 1.51

NH 390 0.101 1.31

SH 348 0.130 0.70

41

Сопряженные системы с открытой цепью

,-Сопряженные системы

H2C CH CO

HH2C CH C CH H2C CH C N

акрилонитрил винилацетилен акролеин

H2C CH CH CH2 H2C CH CH CH CH CH2H2C C CH CH2

CH3

гексатриен-1,3,5 бутадиен-1,3 изопрен

42

ацетилацетон

Внутримолекулярные водородные связи

C

O

O

O

H

анион салициловой кислоты

для кислоты pKa 2.98; для C6H5COOH pKa 4.18

C

O

CH3 C

H

H

CCH3

O

Конденсированные ароматические системы

Небензоидные соединения

Fe2+

ферроцен

нафталин антрацен фенантрен

циклобу-

тадиен

циклопента-

диенид-1,3 натрия

циклоокта-

тетраен

H H H

Na

циклопен-

тадиен-1,3

43

Примеры ароматических и циклических сопряженных,

но неароматических, соединений (1)

Примеры ароматических и циклических сопряженных,

но неароматических, соединений (2)

Небензоидные соединения

Ароматические и неароматические гетероциклы

ON

H O N

цикло-

гептатриен

H H H

ClO4

тропилий-

перхлорат

+

азулен

( = 1.08 D)

пиррол фуран пиридин пиран

44

45

Кислота Элемент pKa

Период ЭО

Cl–H III 3.0 –7

RS–H III 2.5 8–12

F–H II 4.0 3

RO–H II 3.5 15–16

R2N–H II 3.0 30–35

R3C–H II 2.5 >45

RC(O)O–H II 3.5 4–5

Типичные значения pKa для некоторых кислот

> > >R O OR NH2 NH2 R O R

Некоторые органические основания и их pKBH+

15–16 10–11 10 4–5 4...–6

Увеличение основности

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.

Жесткие основания донорные частицы с низкой электроотри-

цательностью, низкой поляризуемостью, трудно окисляющиеся.

Мягкие основания донорные частицы с высокой электроотри-

цательностью, высокой поляризуемостью, легко окисляющиеся.

Ag+, Cu+, Hg2+, Br+, I+, Br2, I2, RHal, RCH2+.

H2O, HO, ROH, RO , ROR, F, Cl, NH3, NH2, RCOO.

Промежуточные

Кислоты: Cu2+, Zn2+, Fe2+, C6H5+, R3C

+.

Основания: Br, C6H5NH2, пиридин.

H, RSH, RSR, RS, HS, NC, I, R, R2C=CR2, бензол.

46

Жесткие кислоты предпочитают реагировать с жесткими

основаниями;

мягкие кислоты – с мягкими основаниями.

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

+ +CH3OH Cl

2 Cl+

ClCH2 CH2Cl

1) CH3O

2) 2 C6H5S

ClCH CH2

C6H5SCH2CH2SC6H5