Радикально-функциональная номенклатура
Лекции.ИНФО


Радикально-функциональная номенклатура



Наравне с заместительной номенклатурой используется радикально-функциональная. Данная номенклатура основана на выборе наиболее простого представителя гомологического ряда и последующего рассмотрения всего соединения в качестве производного этой исходной молекулы:

Н3С СН3 СН3

С = С │

Н3С СН3 СН3 – С – СН2 – СН2 – СН2 – СН3

тетраметилэтилен │

СН3 триметилбутилметан

Для соединений с функциональными группами перечисляют углеводородные радикалы и указывают класс соединения:

СН3 – ОН СН3 – О – С2Н5 Н5С2 – С – С2Н5

метиловый спирт метилэтиловый эфир ║

О

диэтилкетон

Если соединение симметрично, то перед названием ставят приставку ди- :

С6Н5 – С6Н5 (СН3)3 С – С (СН3)3 СН2 = СН – СН = СН2

дифенил дитретбутил дивинил

 

Наиболее древней является тривиальная номенклатура,в названиях которой обычно отражены способы получения веществ, их местонахождение, характерные свойства, области применения и т.д. Тривиальная номенклатура особо распространена среди веществ, встречающихся в природе, например: щавелевая кислота

анилин

никотиновая кислота

хлороформ

изопрен и т.д.

Правилами ИЮПАК разрешено употребление ряда тривиальных названий (бензол, пиридин, уксусная кислота и т.д.)

Задание 1

В приведенных органических соединениях подчеркнуть функциональные группы и определить:

а) тип углеродного скелета;

б) класс соединения;

в) дать название по заместительной номенклатуре

Образец выполнения:

 

а. ациклическое (алифатическое) насыщенное; б. спирт, альдегид; в. 2-гидроксипропаналь

 

  а. карбоциклическое, ароматическое б. амин, карбоновая кислота в. 3-аминобензолкарбоновая кислота

 

а. карбоциклическое, ароматическое (по части 1) ациклическое, ненасыщенное, неразветвленное (по части 2) б. альдегид; в. 3-фенилпропен-2-аль

 

Задания № 1 контрольной работы

Вариант 1

1. СН2 = СН – СООН 2. 3 .О СН3 – СН - СН = СН – С Н СН2СН3
     
         

Вариант 2

Вариант 3

Вариант 4

 

Вариант 5

1.НООС – СН = СН – СООН

Сопряжение и ароматичность, электронные эффекты заместителей

Типы химической связи

1. Гетерополярная (электровалентная) связь или ионное взаимодействие

Характерна для соединений, в которых происходит полная отдача электрона одним атомом и приобретение его другим. При этом атомы превращаются в ионы с завершенными оболочками

Примеры гетерополярной связи в органической химии:

О СН3 - С О-К+ ацетат калия     СН3 – О-+   метилат натрия   НС С-Na+ ацетиленид натрия

 

2. Гомеополярная (ковалентная) атомная связь

Образуется путем обобществления электронов. При этом химическая связь возникает за счет электронной пары, принадлежащей одновременно двум атомам

Различают два механизма образования ковалентной связи:

 

а. Коллигация(обменный механизм)

Каждый из атомов предоставляет по одному электрону в общее пользование.

Н3С×+ ×СН3 Н3С× СН3 СН3

 

б. Координация(донорно-акцепторный механизм)

Один из атомов (донор) предоставляет в общее пользование электронную пару, а другой (акцептор) имеет в своей оболочке вакантную орбиталь.

 

 

 

Взаимодействие метиламина с хлороводородом приводит к механизму координации

Метиламин – донор

Протон – акцептор

В хлориде метиламмония все N-H связи равны, отличие только в механизме образования.

 

В. Водородная связь

Относится к типу слабых взаимодействий. Возникает в случае, когда водород ковалентно связан с сильно электроотрицательным элементом (O, F, N).

Электронная плотность при этом значительно смещена к электроотрицательному атому и на водороде возникает частичный положительный заряд. При приближении к нему электроотрицательного атома другой молекулы между ними возникает сила притяжения.

 

 

 

Водородная связь значительно слабее ковалентной. Тем не менее, она оказывает существенное влияние на физико-химические характеристики соединений: температуры кипения и плавления, растворимость в воде. Температура кипения спиртов повышается, т.к. требуется дополнительная энергия для разрушения водородных связей при переводе в парообразное состояние. Иногда образуются прочные ассоциаты, которые не разрушаются и при нагревании, существуя и в парах, например, димеры низших кислот.

 

O H – O

R – C C - R

O – H O

 

Из всех известных видов слабых взаимодействий лишь водородные связи обладают требуемой прочностью, необходимой для поддержания высокоорганизованных молекулярных структур и вместе с тем допускают быстрые структурные перегруппировки при температурах, присущих живым организмам.

Т.к. в органических соединениях преобладает ковалентная связь, рассмотрим её более подробно:

Характеристики ковалентной связи:

1. Длина связи

- это равновесное расстояние между ядрами связанных атомов, выражаемое в нанометрах. Половина длины связи в симметричной молекуле (Н2, Сl2…) называется ковалентным радиусом.

1 нм = 10-9 м (нанометр)

 

2. Энергия связи Е [кДж/моль; ккал/моль]

- это энергия, выделяющаяся при образовании молекулы из одиночных атомов. Обычно чем длиннее связь, тем меньше её энергия.

3. Полярность (статическая поляризация)

- отражает взаимное влияние непосредственно связанных атомов. Ковалентная связь полярна в случаях, когда один из связанных атомов обладает большей ЭО Неполярная ковалентная связь образуется, когда в молекуле связаны два одинаковых атома и электронная плотность распределена равномерно между атомами.

d+ d- Н3С Сl полярная связь   Н3С – СН3 неполярная связь

 

4. Поляризуемость (динамическая поляризация)

- это способность электронной оболочки атома или молекулы деформироваться под воздействием внешнего поля, вызванного ионами или полярными молекулами. При снятии действия внешнего поля поляризуемость исчезает.

Поляризуемость связи возрастает с уменьшением разности ЭО атомов, образующих связь. Таким образом, существует обратная зависимость между полярностью и поляризуемостью ковалентной связи: чем больше электроны сдвинуты в статической молекуле, тем меньше остается возможности для их смещения под внешним воздействием.

Подобная взаимосвязь хорошо прослеживается на примере молекул галогеноводородов:

 

НF HCl HBr HJ

       
 
 
   


полярности

поляризуемости

 

5. Направленность

Объясняется принципом максимального перекрывания атомных орбиталей. Нарушение этого принципа приводит к разрыву связи. Ковалентная связь тем прочнее, чем больше перекрывание электронных орбиталей при данном межъядерном расстоянии. Поэтому молекула, в которой ковалентной связью соединены более двух атомов, имеет определенное пространственное строение.

 

При образовании ковалентной связи различают два типа перекрывания атомных орбиталей. Если атомные орбитали перекрываются вдоль оси, соединяющей ядра атомов – это s-перекрывание (s-связь). Ковалентные p-связи образуются путем перекрывания р или d-орбиталей боковыми поверхностями. Чаще всего встречается p-связь, образованная боковым перекрыванием р-орбиталей с параллельными осями.

По прочности p-связь слабее s-связи.

 

6. Насыщаемость

Это свойство связано с тем обстоятельством, что в атоме в образовании связей участвуют неспаренные электроны и неподеленные пары электронов. Например, атом азота имеет три неспаренных электрона, а атом водорода – один. По принципу насыщаемости устойчивым соединением может быть только NH3.









Читайте также:

Последнее изменение этой страницы: 2016-03-16; Просмотров: 183;


lektsia.info 2017 год. Все права принадлежат их авторам! Главная