304- Органическая химия_Черных В.П. и др_Х., 2007 -776с

кЛассиФикаЦиЯ и номенкЛаТура органических соединениЙ

31

СН3—СН—СН2—СН3 СН3

первичные атомы углерода

Названия и структурные формулы некоторых углеводородных радикалов приведены в табл. 2.3.

кЛассиФикаЦиЯ и номенкЛаТура органических соединениЙ

33

лежит название функционального класса (спирт, эфир, кетон и др.), которому предшествуют наименования углеводородных радикалов:

Если соединение содержит несколько функциональных групп, то аналогично заместительной номенклатуре старшая из них определяет принадлежность к классу, который кладут в основу названия, остальные указывают в префиксах. Для обозначения родоначальной структуры чаще применяют тривиальные названия. В качестве локантов в радикало-функциональной номенклатуре обычно используют буквы греческого алфавита α, β, γ, δ и так далее, причем буквой α обозначают ближайший от старшей функциональной группы атом углерода, β — второй, γ — третий и т. д.

Рассмотренные в настоящей главе основные принципы номенклатуры органических веществ являются лишь кратким пояснением к многочисленным названиям и номенклатурным правилам, изложенным в последующих разделах учебника, посвященных конкретным классам соединений.

Глава 3

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Изучение органической химии значительно упростилось благодаря развитию теории химической связи. На основании существующих представлений о природе химической связи и электронной структуре молекул стало возможным объяснить реакционную способность органических соединений, понять и запомнить фактический материал химии.

3.1. ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ СВЯЗЕЙ

В1916 году немецкий ученый Вальтер Коссель и американский ученый Гильберт Льюис Ньютон предложили электронную теорию химической связи, которая явилась важным этапом в развитии теории строения. Согласно электронной теории, химическая связь рассматривается как результат взаимодействия внешних электронных оболочек (валентных электронов) атомов. Учитывая химическую инерт-

ность благородных газов, их внешние электронные оболочки (для гелия — двухэлектронная, для неона, аргона и т. п.— восьмиэлектронная) считают наиболее устойчивыми к взаимодействию. Стремление атомов других элементов связываться друг с другом обусловлено неустойчивостью их валентных оболочек. Поэтому каждый атом, образуя химическую связь, принимает, отдает или обобществляет валентные электроны таким образом, чтобы его внешняя электронная оболочка соответствовала конфигурации инертных газов. Такой принцип заполнения валентных оболочек получил название «октетное правило», или «правило октета».

Взависимости от способа образования различают два основных типа химической связи — ионную и ковалентную.

ионная связь образуется между атомами, которые значительно отличаются по электроотрицательности. Электронная конфигурация инертного газа достигается

вданном случае путем переноса электрона к более электроотрицательному атому. В результате образуются противоположно заряженные ионы, которые электростатически притягиваются друг к другу. Поэтому ионную связь называют еще

электровалентной:

Na + Cl Na+Cl–

В приведенном примере ион натрия обладает электронной конфигурацией неона, а ион хлора — конфигурацией аргона.

Соединения с ионной связью имеют высокие температуры плавления, хорошо растворяются в полярных растворителях, в водных растворах диссоциируют на ионы. Их растворы и расплавы проводят электрический ток.

ковалентная связь является основным типом химической связи в органи-

ческих соединениях. Она образуется между атомами, равными или близкими

химическаЯ сВЯзь

37

Поскольку пара электронов атома азота ушла на образование связи с протоном и стала общей для двух атомов, азот приобретает положительный заряд. Образовавшаяся в ионе аммония по донорно-акцепторному механизму ковалентная связь ничем не отличается от трех остальных связей.

Донорно-акцепторную связь называют еще координационной, поскольку при ее образовании происходит процесс координации неподеленной электронной пары.

Частным случаем донорно-акцепторной связи является семиполярная связь. Она образуется при взаимодействии атомов, имеющих неподеленные электронные пары (доноры), с электронейтральными частицами, которые содержат секстет электронов (акцепторы). В результате образования координационной связи атомдонор приобретает положительный заряд, а атом-акцептор — отрицательный. В итоге эти два атома оказываются связанными двояко: ковалентной связью и ионной. Ниже приведены примеры образования семиполярной связи в молекулах триметиламин-N-оксида и нитробензола:

Несмотря на то что в семиполярных связях наряду с ковалентной связью имеется и ионное взаимодействие, соединения, построенные по этому типу, не проводят электрический ток. Семиполярную связь принято обозначать следующим образом:

Водородная связь образуется в результате электростатического взаимодействия между активными атомами водорода в молекуле и атомами с неподеленной электронной парой (—O—, —N—, —F, реже —S—, —Cl) в этой же или в другой молекуле.

Активными называют атомы водорода, связанные в молекуле сильно полярной ковалентной связью, например:

—OH, NH, —SH и др.

Графически водородную связь обозначают тремя точками:

—NHN— NHO

водородная связь

Энергия водородной связи (10—40 кДж/моль) по сравнению с энергией ковалентной связи (340—360 кДж/моль) невелика.

базируется на квантово-механическом рассмотрении молекулы как системы из электронов и атомных ядер. Квантово-механический подход к изучению химических систем основан на решении волнового уравнения Эрвина Шрёдингера НΨ=ЕΨ, где Н — оператор Гамильтона, Е — полная энергия системы, Ψ (греч. «пси») — волновая функция.

Уравнение Шрёдингера описывает энергию молекулы любого соединения в соответствии с волновой функцией, характеризующей распределение электронной плотности в поле атомных ядер. Решение уравнения сводится к нахождению волновой функции Ψ, зависящей от пространственных координат и спиновых переменных всех электронов. Квадрат модуля волновой функции [Ψ]2 определяет вероятность обнаружения электрона в «точке» пространства, а сама функция Ψ описывает орбиталь.

атомные орбитали

Атомной орбиталью (АО) называют область пространства, внутри которой вероятность нахождения электрона максимальна.

Согласно квантовой теории состояние любого электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами: п, l, т, s. Первые три числа характеризуют атомную орбиталь: главное квантовое число п определяет энергетический уровень орбитали,

побочное квантовое число l — геометрическую форму орбитали, магнитное кван-

Глава 3

40

товое число т — ориентацию различных атомных орбиталей в пространстве. Спиновое квантовое число s описывает вращение электрона вокруг собственной оси.

Из курса неорганической химии студентам известны геометрические формы s-, р-, d- атомных орбиталей (рис. 3.1).

Рис. 3.1. Геометрическая форма s-, р-, d- атомных орбиталей

Атомные орбитали s-типа имеют сферическую симметрию. Существуют три одинаковые по энергии р-АО гантелеобразной формы, отличающиеся друг от друга ориентацией в пространстве: рх, pу, рz (рис. 3.2).

Рис. 3.2. Ориентация р-атомных орбиталей по осям координат

Каждая р-орбиталь имеет узловую область, в которой вероятность нахождения электрона равна нулю. Существует пять атомных орбиталей d-типа с более сложной геометрической формой.

Согласно принципу Паули на одной орбитали может находиться не более двух электронов, и эти электроны должны иметь противоположные спины (условно обозначается ).

Заполнение атомных орбиталей электронами осуществляется в порядке возрастания энергий: 1s < 2s < 2р < 3s < 3р < 4s < 3d и т. д.

Атомную орбиталь, не занятую электронами, называют вакантной (условно обозначается ).

Всоответствии с правилом Гунда заполнение орбиталей с одинаковой энергией (так называемых вырожденных орбиталей) происходит в таком порядке, что вначале каждая орбиталь заселяется одним электроном, и эти электроны должны иметь параллельные спины, затем происходит окончательное заполнение орбитали электронами с антипараллельными спинами.

Втабл. 3.1 приведены электронные конфигурации элементов, наиболее часто встречаемых в органической химии.

Ковалентная связь. Для описания ковалентной связи с позиций квантовой механики используют метод молекулярных орбиталей (МО) и валентных связей (ВС). Оба метода представляют собой математические приемы приближенного решения уравнения Шрёдингера применительно к молекуле.

Согласно методу ВС (теория резонанса) ковалентная связь рассматривается как результат перекрывания атомных орбиталей, несущих по одному электрону