Traven__39__39_Organicheskaya_khimia_39_ _39__Tom_1 (1125750), страница 8
Текст из файла (страница 8)
В основе названий ароматических углеводородов лежат тривиальныс названия. бензол нафталин фенантрен антрацен фуран пиррол тиофен пиридин пиримидин яинолин При выборе старшей группы важно старшинство заместителей относительно друг друга. Функциональные группы в порядке уоывания старшинства перечислены в табл.
1.4. Там же указано, какое название получает функциональная группа в зависимости от ес места (в виде префикса или суффикса) в полном названии соединения. 3 2 1,0 НΠ— СН2 — СН2 — С ОН опаригал группа 3-гидроксипропаноная кислота 1 2 3 НΠ— С)-!2-СН2 — СН2 — ХОз сглар1аал группа 3-нитро-1-пропанол После того как определена родоначальная структура, выбрана старшая группа (обозначается суффиксом), проведена нумерация, выявлены другие В гетерог(ггклических сиедиггеггиях за основу берут название соответствующего гетероцикла.
Ьз. Природа ковалентной связи группы, составляют полное название. При этом цифровые индексы (локанты), указывающие положение заместителей и кратных связей, дают перед префиксом и перед суффиксом. 4-НнтрО-3-ХЛОрьЬНИКЛОГЕКСЕН 1.2.4. Радикало-функциональная номенклатура Эта система использует те же приемы, что и рациональная, но ие содержит суффиксов. По этой номенклатуре роль суффикса играет название класса соединения. СНЗС~ (СН3)30 (СН3)3СН ОН СзНт —.'ЯН ~ этнлнмип метилхлорнл Ниметиловый эфир изопропиловый спирт 1.3.
ПРИРОДА КОВАЛЕНТНОИ СВЯЗИ 1.3.1. Атомные орбитали В отличие от неорганических соединений, для которых характерны ионные связи, органическим соединениям присущи ковалентные связи. Природа ковалентной связи в настоящее время интерпретируется в рамках двух подходов. В основе первого подхода лежат правило октетов Г. Льюиса и представление об электронных эффектах. Второй подход основан на кван- тово-химическом представлении природы ковалентной связи. Структурная теория А.М. Бутлерова заложила основы для объяснения взаимного влияния атомов в молекуле.
Однако за черточками-связями в структурных формулах химики ХзХ в. не могли предполагать наличие электронов. В частности, объясняя возможность существования структурных изомеров — соединений„имеющих одинаковый элементный состав, но различные структурные формулы и свойства, — теория Бутлерова не могла объяснить, почем) тот или иной изомер обладает соответствующими свойствами. Например, из структурной теории Бутлерова никак пе следовало, что 2-хлорбутановая кислота должна быть почти на два порядка сильнее 4-хлорбутановой кислоты. 44 Глана 1.
Природа ковалснтной связи. Элсктронныс аффекты. Кислоты и основания С1 ),уО СНз — СН2 — СН вЂ” С„ ОН ,,О С1 — СН2 — СН вЂ” СН2 — С ОН 4-хлорбутаноаая кислота (К„= 3,0 1О х) 2-хлорбутаиоаая кислота (ли = 1,4 ' 10 ' ) Тии АО Зиачсния квантовых чнссл н ! нг ! 0 0 2 0 0 2 1 1 2 ! -1 2 1 0 1.г-орбиталь 2г-орбиталь 2р;орбиталь 2р -орбиталь г 2р=орби галь Ситуация изменилась после открытия электронов (Дж. Томсон, 1897г.) и работ Г.
Льюиса (19!6 г.): под черточкой в структурной формуле химики стали понимать нару электронов. Наиболее полное понимание природы химической связи оказалось возможным, однако, лишь после создания квантовой механики (работы Н. Вора, Л. де Бройля, Э. Шредингера и других). Согласно квантово-механическим представлениям, электроны в атомах находятся на атомных орби- талях. Атомная орбиталь (АО) — понятие, принятое для обозначения наиболее вероятной области нахождения электронов в атоме. В физическом понимании каждая АО представляет собой волновую функцию.
Она описывается собственным набором квантовых чисел и для атома водорода может быть выражена математической функцией. Атом каждого элемента обладает орбиталями лишь определенного типа и числа. Ниже даны условные графические представления орбиталей атомов элементов 2-го периода и наборы квантовых чисел, описывающих эти орбитали. Главное квантовое число и определяет размер и энергию АО; оно может принимать целочисленные значения, а его максимальное значение для данного элемента определяется номером периода, Иобочное (азимутальное) квантовое число 1 определяет форму АО: )=О, 1, ...,(п — 1). Магнитное квантовое число иг определяет пространственную ориентацию АО: и = О, +1, ..., Н. 1.3. Природе «ояолсвтвой связи Тиблина 1 5. Заполнение электронами орбиталей атомов различных элементов - 11,3 5 х ~18,б й е й 28,8 ь + 1 2Р Рис.
1.! Заачевия вотевциалов аовазацив 11) ятома углерода атом углерода (основное состояние) Независимо от значения н х-орбнталь всегда обладает сферической симметрией (форма шара) относительно ядра атома; волновая функция х-орби- тали положительна во всей области пространства. р-Орбиталь имеет форму гантели 1объемная «восьмерка»). В атоме все три р-орбнтали расположены взаимно перпендикулярно. У каждой р-орби- тали есть узловая плоскость (соответственно уз, хя и ху), в которой ее волновая функция меняет свой знак.
Показанные выше изображения АО (и соответствующие им наборы квантовых чисел) справедливы независимо от того, имеются на АО один или два электрона, или не имеется ни одного. В образовании химических связей принимают участие лишь электроны, занимающие АО с главным квантовым числом п, равным номеру периода, т.е. валентньге электроны — электроны, находящиеся во внегиних 1налентнь«4 слоях атомов. И еще одно важное положение здесь уместно подчеркнуть: 46 г"зава 6 Природа ковалентной связи. Злектронныс эффекты. Кислоты и основания в образовании ковалентных связеп принимают участие как чистые (негнбридизированные), так и смешанные (гибридные) атомные орбитали (подробнее о гибридизации АО см, в разд.
1.4). Заполнение электронами орбиталей и число валентных электронов атомов различных элементов приведены в табл. !.5. Число орбиталей в валентном слое атома данного элемента определяется значением л-, а число электронов в валентном слое атома равно номеру группы. Предпочтительность орбиталей валентного слоя для связывания определяется тем, что электроны внутренних слоев очень прочно связаны с ядром и имеют высокие потенциалы ионизации. На рис. !. ! сравниваются энергии электронов, находящихся на различных АО углерода (указаны значения соответствующих потенциалов ионизации). 1,3.2. Правило октетов и формулы Льюиса В 1915 — 1916 гг. В. Коссель и Г. Льюис предположили, что связи между атомами в органических молекулах имеют ковалентный характер и осуществляются за счет обобщенных пар электронов.
Они полагали, что каждый из атомов, связанных ковалентной связью, вносит в нее по одному электрону. Льюис впервые сформулировал ггравило ггктенгггнг каждый атом стремится к заполнению вокруг себя устойчивой оболочки инертного газа. Для атома водорода такой оболо гкой является двухэлектропная оболочка гелия; для атомов 2-го периода — восьмиэлектронная оболочка неона. Каждый электрон в формуле Льюиса изображают точкой.
Н С + 4Н' Н;С:Н метан Н Н Н 'С' + 'С + 6Н' — Н; С: С:Н этан Н Н Н Х: + ЗН' Н; !л: аммиак Н О + 2Н' Н;О;Н вода Формулы, показывающие число электронов в связях и неподеленные электронные пары (НЭП) на гетероатомах, получили название «формулы Льюиса». 47 / Кз. Природа ковалентной связи Такие формулы могут быть составлены и для соединений с кратными связями. Г1ри этом должно соблюдаться основное правило: каждои черточке в структурной формуле соответствует пара электронов в формуле Льюиса. Ниже для ряда простых молекул сравниваются формулы Льюиса и структурные формулы. Н, ,Н ° С + С ° + 4Н' 'С::С' Н' Н Н С=С Н Н атилен ° С ° + *С ° + 2Н' — - — Н С ° ° С Н Н вЂ” С=:С вЂ” Н ацетилен Н.
С. + ° О. + 2Н вЂ” ',С::О: Н' формалвлегил Н С ° + 'С. + ° Х: + ЗН' — Н:С:С Х: Н ацетонитрил Н С=О Н Н Н вЂ” С вЂ” Сгв М Н Формулы Льюиса показывают, что кратные связи содержат четыре Гдвойная связь) или шесть (тройная связь) электронов. 1.3.3, Способы образования ковалентной связи После создания квантово-механической модели строения атома, с некоторыми положениями которой мы познакомились в разд. !.3,1, процесс образования ковалентной связи обусловливают возможностью перекрывания атомных орбиталей. Локализация электронов в области ~ерекрывания атомных арбигналей ведет к энергетической стабилизации системы двух атомов по сравнению с их состоянием в изолированном виде, т. е. к возникновению ковалентной связи (подробнее о квантово-механическом толковании природы ковалентной связи см.
в разд. 1.8). В наиболее общем случае каждый из атомов, участвующих в образовании связи, имеет на соответствующей орбитали один электрон, который и вносится этим атомом в ковалентную связь. Особо следует подчеркнуть, что передача одного электрона агн атома в ковалентную связь не сопровождается появлением заряда на этом атоме.
Это принципиально отличает ковалентную связь от ионной связи, при образовании которой передача одного электрона от одного атома к другому сопровождается 48 Глава д Природа коааяентной связи. Электронные аффектьс Кислоты и основания появлением зарядов, как это имеет место, например, в молекуле хлорида натрия.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
