Органическая химия

Размещено на http://www.allbest.ru

Лекция № 1

КЛАССИФИКАЦИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Органические соединения классифицируют по двум основным признакам: строению углеродного скелета и функциональным группам.

По строению углеродного скелета различают ациклические (алифатические), циклические (карбоциклические и гетероциклические) соединения.

Ациклические соединения - содержат открытую цепь атомов углерода.

Карбоциклические соединения - содержат замкнутую цепь углеродных атомов и подразделяются на алициклические и ароматические. К алициклическим относятся все карбоциклические соединения, кроме ароматических. Ароматические соединения содержат циклогексатриеновый фрагмент (бензольное ядро).

Гетероциклические соединения - содержат циклы, включающие наряду с атомами углерода один или несколько гетероатомов (О, N,S и др.).

По природе функциональных групп органические соединения делят на классы. Например, функциональная группа - гидроксильная -ОН, класс - спирты, карбоксильная -СООН- класс карбоновые кислоты.

Соединения близкого строения, но отличающиеся по составу на гомологическую разность (СН₂), образуют гомологический ряд.

В настоящее время в органической химии общепринятой является систематическая номенклатура (заместительная и радикально-фунукциональная), разработанная Международным союзом чистой и прикладной химии (IUPAC). Наряду с ней сохранились и используются тривиальная и рациональная номенклатуры.

органический углерод изомер кислота реагент

Лекция № 2

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Валентные состояния атома углерода (sp³, sp², sp) и типы ковалентных связей (у, р)

Атом углерода имеет s и p - орбитали. Углерод в таблице Д.И.Менделеева занимает шестой порядковый номер; квантовая ячейка невозбужденного атома углерода в основном состоянии имеет следующий вид:1s² 2s² 2p², возбужденного атома углерода: 1s²2s¹ 2p_х¹2р_у¹ 2р_z1.

Переход атома углерода в возбужденное состояние возможен в связи с тем, что, во-первых, 2s и 2p- уровни близки между собой энергетически, во-вторых, наиболее низкое энергетическое состояние системы достигается при максимальном числе электронов с параллельными спинами. Таким образом, четырехвалентный атом углерода обладает на внешнем электронном слое набором атомных орбиталей: 2s, 2px, 2pу, 2pz.

Углерод в возбужденном состоянии должен образовать ковалентные связи с четырьмя другими атомами. Например, с атомами водорода в молекуле метана, при этом три 2р-орбитали перекрываются с 1s- орбиталями трех атомов водорода, 2s- орбиталь с 1s- орбиталью четвертого атома водорода, следовательно, образуются четыре С-Н связи, отличающиеся по прочности. Однако это противоречит практике, согласно квантово - механическим расчетам все четыре связи равноценны.

Для разрешения данной проблемы Л. Полинг сформулировал два постулата: направленной валентности и гибридизации орбиталей. Он предложил, что валентные орбитали (2s, 2px, 2pу, 2рz) гибридизуются (смешиваются) и образуют эквивалентные (одинаковые по форме и энергии) атомные гибридные орбитали. Электронная плотность гибридизованных орбиталей сконцентрирована по одну сторону от ядра, что обеспечивает максимальное перекрывание орбиталей, а значит образование более прочной химической связи.

SP³- гибридизация. В образовании гибридной орбитали участвуют одна s- и три р-орбитали. Sp³- гибридизация характерна для насыщенных соединений (углеводородов и их производных). Следует отметить, что распределение электронной плотности sp³ - орбиталей строго направленно и сконцентрировано по одну сторону от ядра, что обеспечивает максимальное перекрывание.

Молекула метана СН₄ представляет собой идеальный тетраэдр с углом Н-С-Н, равным109⁰28^/. Все четыре у - С-Н равноценны, образованы перекрыванием sp₃ - s- орбиталей. В молекуле гомолога - этана СН₃-СН₃ углерод - углеродная связь образуется перекрыванием двух sp³- орбиталей с образованием у- связи за счет осевого перекрывания.

Длина связи С-С равна 1,54 А^о, прочность у - связи составляет 350,0 кДж/моль.

SP²- гибридизация. В ненасыщенных соединениях атом углерода находится в sp²- гибридном состоянии, т.е. происходит смешение одной s - орбитали с двумя р- орбиталями с образованием трех эквивалентных sp² - орбиталей. Каждая sp²- орбиталь имеет цилиндрическую симметрию относительно одной из трех осей, расположенных в плоскости под углом 120⁰.

Ось четвертой атомной негибридизованной орбитали расположена под прямым углом к плоскости, в которой лежат три оси sp²-гибридных орбиталей. Перекрывание р-орбиталей (боковое перекрывание) приводит к образованию другого вида ковалентной связи - р.

Длина двойной связи составляет 1,34 А^о или 0,134 нм.

Электронная плотность р-связи концентрируется выше и ниже плоскости у- связей в этилене. Поскольку молекула планарна, она легко поляризуется. р- связь менее прочна, чем у- связь, т.к. р- электронные орбитали с параллельными осями перекрываются значительно меньше, чем при образовании теми же р- электронами или s- электронами у- связи (перекрывание по оси орбиталей). Общая прочность (у+р)- связей в этилене составляет 607, 1 кДж/моль.

Следовательно, прочность р- связи - 257,1 кДж/моль.

sp- гибридизация - комбинация 2s - орбитали и одной 2р - орбитали. При этом образуются две эквивалентные гибридные sp - орбитали, расположенные под углом 180⁰. У каждого атома углерода остаются по две негибридизованные р- орбитали, которые, перекрываясь, образуют две р- связи. Таким образом, тройная связь между двумя углеродными атомами описывается в рамках теории гибридизации как сочетание одной у- и двух р- связей.

Тройная связь ацетилена менее прочна, чем можно было ожидать из суммы у- и 2-х р- связей.

Известно, что энергия углерод - углеродной связи в этане 350,0 кДж/моль, в этилене - 607,1 кДж/моль, а в ацетилене - 822,7 кДж/моль. Разница энергий связей для ацетилена и этилена 215,6 кДж/моль, т.е. меньше, чем для этилена и этана (257,1 кДж/моль). Длина тройной связи 0,120 нм, т.е. меньше, чем двойной связи (0,135 нм) и тем более простой (0,154 нм). Такое изменение длины связи (С-С) в различных гибридизациях объясняется увеличением доли s- орбитали в гибридной орбитали. Ниже представлна зависимость структуры от гибридизации атома углерода.

Гибридизация Геометрия молекулы Примеры

sp³ тетраэдрическая Предельные углеводороды, циклоалканы, спирты и др.

sp² тригональная Этилен и его гомологи, бензол,

карбонильная и карбоксильная группы и др.

sp линейная Ацетилен и его гомологи,

нитрил, кумулированные углеводороды и др.

Лекция № 3

ИЗОМЕРИЯ

Изомеры - это вещества, имеющие одинаковый состав и молекулярную массу, но разные физические и химические свойства. Различия в свойствах изомеров обусловлены различиями в их химическом или пространственном строении.

Под химическим строением понимают природу и последовательность связей между атомами в молекуле. Изомеры, молекулы которых отличаются по химическому строению, называют структурными изомерами.

1. Структурная изомерия

Структурные изомеры могут отличаться:

1. по строению углеродного скелета

2. по положению кратных связей и функциональных групп

3. по типу функциональных групп:

2. Пространственная изомерия (стереохимия)

Стереохимия - часть химии, посвященная изучению пространственного строения молекул и влияния этого строения на физические и химические свойства вещества, на направление и скорость их реакций.

2.1 Конформации (поворотная изомерия)

Переход от простейшего органического углеводорода - метана, к его ближайшему гомологу - этану ставит проблемы пространственного строения, для решения которых недостаточно знать рассмотренные ранее параметры. Не меняя ни валентных углов, ни длин связей, можно представить себе множество геометрических форм молекулы этана, отличающихся друг от друга взаимным поворотом углеродных тетраэдров вокруг соединяющей их у - связи С-С. В результате такого вращения возникают поворотные изомеры (конформеры). Энергия различных конформеров неодинакова, но энергетический барьер, разделяющий различные поворотные изомеры, для большинства органических соединений невелик. Поэтому при обычных условиях, как правило, нельзя зафиксировать молекулы в одной строго определенной конформации. Обычно в равновесии сосуществуют несколько легко переходящих друг в друга поворотных форм.

Рассмотрим способы графического изображения конформаций и их номенклатуру. Для молекулы этана можно предвидеть существование двух максимально различающихся по энергии конформаций. Они изображены ниже в виде перспективных проекций (1) ("лесопильные козлы") и формул Ньюмена(2).



заторможенная конформация

заслоненная конформация

В перспективной проекции (1) связь С-С надо представить себе уходящей вдаль; стоящий слева углеродный атом приближен к наблюдателю, стоящий справа - удален от него.

В проекции Ньюмена (2) молекулу рассматривают вдоль связи С-С. Три линии, расходящиеся под углом 120^о из центра круга, обозначают связи ближайшего к наблюдателю углеродного атома; линии, "высовывающиеся" из-за круга - связи удаленного углеродного атома.

Изображенную справа конформацию называют заслоненной. Это название напоминает о том, что атомы водорода обеих СН₃-групп находятся друг против друга. Заслоненная конформация имеет повышенную внутреннюю энергию, и поэтому невыгодна. Конформацию, изображенную слева, называют заторможенной, подразумевая, что свободное вращение вокруг связи С-С "тормозится" в этом положении, т.е. молекула существует преимущественно в этой конформации.

Минимум энергии, необходимый для полного вращения молекулы вокруг определенной связи называется барьером вращения для данной связи. Барьер вращения в молекуле, подобной этану, может быть выражен через изменение потенциальной энергии молекулы как функции изменения двугранного (торсионного) угла системы. Двугранный угол (обозначаемый ф) изображен на рисунке, приведенном ниже:



Энергетический профиль вращения вокруг связи С-С в этане показан на следующем рисунке 7.1. Вращение "заднего" атома углерода изображено изменением двугранного угла между двумя показанными атомами водорода. Для простоты остальные атомы водорода опущены. Барьер вращения, разделяющий две формы этана, составляет только 3 ккал/моль (12.6 кДж/моль). Минимумы кривой потенциальной энергии соответствуют заторможенным конформациям, максимумы - заслоненным. Поскольку при комнатной температуре энергия некоторых столкновений молекул может достигать 20 ккал/моль (около 80 кДж/моль), то этот барьер в 12.6 кДж/моль легко преодолевается и вращение в этане рассматривают как свободное.

Диаграмма потенциальной энергии конформаций этана.

Каждая точка на кривой потенциальной энергии соответствует определенной конформации. Точки, соответствующие минимумам, отвечают конформационным изомерам, то есть преобладающим компонентам в смеси всех возможных конформаций.

С усложнением молекулы число возможных конформаций возрастает. Так, для н-бутана можно изобразить уже шесть конформаций, отличающихся взаимным расположением СН₃-групп, т.е. поворотом вокруг центральной связи С-С. Ниже конформации н-бутана изображены в виде проекций Ньюмена. Изображенные слева (заслоненные) конформации энергетически невыгодны, практически реализуются лишь заторможенные.

Различные заслоненные и заторможенные конформации бутана неодинаковы по энергии. Соответствующие энергии всех конформаций, образующихся при вращении вокруг центральной С-С связи, представлены ниже:



Диаграмма потенциальной энергии конформаций н-бутана.

Итак, конформации - это различные пространственные формы молекулы, имеющей определенную конфигурацию. Конформерами являются стереоизомерные структуры, соответствующие энергетическим минимумам на диаграмме потенциальной энергии, находящиеся в подвижном равновесии и способные к взаимопревращению путем вращения вокруг простых связей.

Иногда барьер таких превращений становится достаточно высоким, чтобы разделить стереоизомерные формы (пример - оптически активные дифенилы). В таких случаях говорят уже не о конформерах, а о реально существующих стереоизомерах.

2.2 Геометрическая изомерия

Геометрическая изомерия характерна для соединений, в которых отсутствует вращение вокруг связи. Это могут быть соединения с двойной связью или циклические.

Важное следствие жесткости двойной связи (отсутствия вращения вокруг нее) - существование геометрических изомеров. Самые распространенные из них - это цис-,транс-изомеры соединений этиленового ряда, содержащих у ненасыщенных атомов неодинаковые заместители. Простейшим примером могут служить изомеры бутена-2.



цис-Бутен-2	транс-Бутен-2
Т.пл. -138.9 оС	-105.6 оС
Т.кип. 3.72 оС	1.0 оС
d 0.724	0.604
nD-20 1.3946	1.3862

Геометрические изомеры имеют одинаковое химическое строение, различаются по пространственному расположению атомов, т.е. конфигурациями. Это различие и создает разницу в физических и химических свойствах. Геометрические изомеры, в отличие от конформеров, могут быть выделены в чистом виде и существуют как индивидуальные устойчивые вещества. Для их взаимного превращения необходима энергия порядка 125-170 кДж/моль, которую можно сообщить нагреванием или облучением.

В простейших случаях номенклатура геометрических изомеров не представляет затруднений: цис-формами называют геометрические изомеры, у которых одинаковые заместители лежат по одну сторону от плоскости р-связи, транс-изомеры имеют одинаковые заместители на разных сторонах от плоскости р-связи. В более сложных случаях применяется Z,E-номенклатура. Ее главный принцип: для обозначения конфигурации указывают цис- (Z, от немецкого Zusammen - вместе) или транс- (Е, от немецкого Entgegen - напротив) расположение старших заместителей при двойной связи.

В Z,E-системе старшими считаются заместители с большим атомным номером. Если атомы, непосредственно связанные с ненасыщенными углеродами, одинаковы, то переходят ко "второму слою", в случае необходимости - к "третьему слою" и т.д (номенклатура Канна, Ингольда, Прелога - КИП).

Рассмотрим применение правил Z,E-номенклатуры на двух примерах.

I	II

Начнем с формулы I, где все решается атомами "первого слоя". Расставив их атомные номера, получим, что старшие заместители каждой пары (бром в верхней части формулы и азот в нижней) находятся в транс-положении, отсюда следует стереохимические обозначение Е:

Е-1-бром-1-хлор-2-нитроэтен

Для определения стереохимического обозначения структуры II необходимо искать различие в "высших слоях". По первому слою группы СН₃, С₂Н₅, С₃Н₇ не отличаются. Во втором слое у группы СН₃ сумма атомных номеров равна трем (три атома водорода), у групп С₂Н₅ и С₃Н₇ - по 8. Значит, группа СН₃ не рассматривается - она младше двух других. Таким образом, старшие группы - это С₂Н₅ и С₃Н₇, они находятся в цис-положении; стереохимическое обозначение Z.



Z-3-метилгептен-3

Если бы понадобилось определить, какая группа старше - С₂Н₅ или С₃Н₇, пришлось бы перейти к атомам "третьего слоя", сумма атомных номеров в этом слое для обеих групп оказались бы соответственно равными 3 и 8, т.е. С₃Н₇ старше, чем С₂Н₅. В более сложных случаях определения старшинства надо учитывать дополнительные условия, как-то: атом, связанный двойной связью, считается дважды, связанный тройной - трижды; из числа изотопов старше более тяжелый (дейтерий старше водорода) и некоторые другие.

Отметим, что обозначения Z не является синонимами цис-обозначений, как и обозначения Е не всегда соответствуют расположению транс-, например:

цис-1,2-дихлорпропен-1	цис-1,2-дихлор-1-бромпропен-1
Z-1,2-дихлорпропен-1	Е-1,2-дихлор-1-бромпропен-1

Для 1,2-диметилциклопропана геометрические изомеры можно представить следующим образом:



цис-1,2-диметилциклопропан транс-1,2-диметилциклопропан

2.3 Оптическая изомерия (энантиомерия)

Среди органических соединений встречаются вещества, способные вращать плоскость поляризации света. Это явление называют оптической активностью, а соответствующие вещества - оптически активными. Оптически активные вещества встречаются в виде пар оптических антиподов - изомеров, физические и химические свойства которых в обычных условиях одинаковы, за исключением одного - знака вращения плоскости поляризации: один из оптических антиподов отклоняет плоскость поляризации в право (+, правовращающий изомер), другой -влево (-, левовращающий).

Оптическая изомерия появляется тогда, когда в молекуле присутствует асимметрический атом углерода. Так называют атом углерода, связанный с четырьмя различными заместителями. Возможны два тетраэдрических расположения заместителей вокруг асимметрического атома. Обе пространственные формы нельзя совместить никаким вращением; одна из них является зеркальным изображением другой.

Рассмотренный вид изомерии называют оптической изомерией, зеркальной изомерией или энантиомерией. Обе зеркальные формы составляют пару оптических антиподов или энантиомеров.

Число пространственных изомеров определяют по формуле Фишера N= 2ⁿ, где n - число асимметрических центров.

Проекционные формулы

Для условного изображения асимметрического атома на плоскости пользуются проекционными формулами Э.Фишера. Их получают, проецируя на плоскость атомы, с которыми связан асимметрический атом. При этом сам асимметрический атом, как правило, опускают, сохраняя лишь перекрещивающиеся линии и символы заместителей. Чтобы помнить о пространственном расположении заместителей, часто сохраняют в проекционных формулах прерывистую вертикальную линию (верхний и нижний заместитель удалены за плоскость чертежа), однако часто этого не делают. Ниже приведены различные способы записи проекционной формулы, отвечающей левой модели на предыдущем рисунке:

Приведем несколько примеров проекционных формул:

(+)-аланин	(-)2-бутанол	(+)-глицериновый альдегид

При названиях веществ приведены их знаки вращения. Это значит, например, что левовращающий антипод бутанола-2 имеет пространственную конфигурацию, выражаемую именно приведенной выше формулой, а ее зеркальное изображение отвечает правовращающему бутанолу-2. Определение конфигурации оптических антиподов проводится экспериментально.

Смесь, состоящая из равного количества обоих антиподов, называется рацематом. Она оптически неактивна, имеет отличные значения физических констант.

В принципе, каждый оптический антипод может быть изображен двенадцатью (!) различными проекционными формулами - в зависимости от того, как расположена модель при построении проекции, с какой стороны мы смотрим на нее. Чтобы стандартизировать проекционные формулы, введены определенные правила их написания. Так, главную функцию, если она находится в конце цепи, принято ставить наверху, главную цепь изображать вертикально.

Правила преобразования проекционных формул:

1. Формулы можно вращать в плоскости чертежа на 180^о, не меняя их стереохимического смысла:

2. Две (или любое четное число) перестановки заместителей у одного асимметрического атома не меняют стереохимического смысла формулы:

3. Одна (или любое нечетное число) перестановок заместителей у асимметрического центра приводит к формуле оптического антипода:

4. Поворот в плоскости чертежа на 90^о превращает формулу в антипод, если только при этом одновременно не изменить условие расположения заместителей относительно плоскости чертежа, т.е. не считать, что теперь боковые заместители находятся за плоскостью чертежа, а верхний и нижний - перед ней. Если пользоваться формулой с пунктиром, то изменившаяся ориентация пунктира прямо напомнит об этом:

5. Вместо перестановок проекционные формулы можно преобразовывать путем вращения любых трех заместителей по часовой стрелке или против нее; четвертый заместитель при этом положения не меняет (такая операция эквивалентна двум перестановкам):

6. Проекционные формулы нельзя выводить из плоскости чертежа.

Другие типы оптически активных веществ

В этом разделе перечислены некоторые другие классы органических соединений, также обладающих оптической активностью (т.е. существующие в виде пар оптических антиподов).

Атом углерода не обладает монополией на создание хиральных центров в молекулах органических соединений. Центром хиральности могут быть также атомы кремния, олова, четырехковалентного азота в четвертичных аммониевых солях и окисях третичных аминов:

В этих соединениях центр асимметрии имеет тетраэдрическую конфигурацию, как и асимметрический атом углерода. Существуют, однако, и соединения с иной пространственной структурой хирального центра.

Пирамидальную конфигурацию имеют хиральные центры, образованные атомами трехвалентного азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, серы. В принципе, центр асимметрии можно считать тетраэдрическим, если в качестве четвертого заместителя принять неподеленную электронную пару гетероатома:

Оптическая активность может возникать и без хирального центра, за счет хиральности структуры всей молекулы в целом (молекулярная хиральность или молекулярная асимметрия). Наиболее характерными примерами являются наличие хиральной оси либо хиральной плоскости.

Хиральная ось возникает, например, в алленах, содержащих различные заместители при sp²-гибридных углеродных атомах. Легко видеть, что приведенные ниже соединения являются несовместимыми зеркальными изображениями, а значит оптическими антиподами:

Другой класс соединений, имеющих хиральную ось - оптически активные бифенилы, которые имеют в орто-положениях объемистые заместители, затрудняющие свободное вращение вокруг С-С связи, соединяющей бензольные ядра:

Хиральная плоскость характеризуется тем, что у нее можно различить "верх" и "низ", а также "правую" и "левую" стороны. Примером соединений с хиральной плоскостью могут служить оптически активный транс-циклооктен и оптически активное производное ферроцена:

2.4 Диастереомерия

Соединения с несколькими асимметрическими атомами обладают важными особенностями, отличающими их от рассмотренных ранее более простых оптически активных веществ с одним центром асимметрии.

Допустим, что в молекуле некоего вещества имеются два асимметрических атома; обозначим их условно А и Б. Легко видеть, что возможны молекулы со следующими комбинациями (N=2²=4):

	(-)	(-)		(-)	(+)
Молекула 1	А	Б	Молекула 3	А	Б
	(+)	(+)		(+)	(-)
Молекула 2	А	Б	Молекула 4	А	Б

Молекулы 1 и 2 представляют собой пару оптических антиподов; то же самое относится и к паре молекул 3 и 4. Если же сравнивать друг с другом молекулы из разных пар антиподов - 1 и 3, 1 и 4, 2 и 3, 2 и 4, то мы увидим, что перечисленные пары не являются оптическими антиподами: конфигурация одного асимметрического атома у них совпадает, конфигурация другого - не совпадает. Это пары диастереомеров, т.е. пространственных изомеров, не составляющих друг с другом оптических антиподов.

Диастереомеры отличаются друг от друга не только оптическим вращением, но и всеми другими физическими константами: у них разные температуры плавления и кипения, разные растворимости и др. Различия в свойствах диастереомеров зачастую ничуть не меньше, чем различия в свойствах между структурными изомерами.

Примером соединения рассматриваемого типа может случить хлоряблочная кислота(2 различных хиральных центра):

Ее стереоизомерные формы имеют следующие проекционные формулы:

эритро-формы	трео-формы

Названия эритро- и трео- происходят от названий углеводов эритрозы и треозы. Эти названия употребляют для указания взаимного положения заместителей у соединений с двумя асимметрическими атомами: эритро-изомерами называют те, у которых два одинаковых боковых заместителя стоят в стандартной проекционной формуле на одной стороне (справа или слева, два конца буквы Э); трео-изомеры имеют одинаковые боковые заместители на разных сторонах проекционной формулы. Два эритро-изомера представляют собой пару оптических антиподов, при их смешении образуется рацемат. Парой оптических изомеров являются и трео-формы; они тоже дают при смешении рацемат, отличающийся по свойствам от рацемата эритро-формы. Таким образом, всего существуют четыре оптически активных изомера хлоряблочной кислоты и два рацемата.

Число стереоизомеров может уменьшаться из-за частичной симметрии, появляющейся в некоторых структурах. Примером может служить винная кислота, у которой число индивидуальных стереоизомеров сокращается до трех. Их проекционные формулы:



I	Iа	II	III

Формула I идентична с формулой Iа, так как превращается в нее при повороте на 180^о в плоскости чертежа и, следовательно, не изображает нового стереоизомера. Это оптически неактивная модификация называется мезо-форма. Мезо-формы имеются у всех оптически активных веществ с несколькими одинаковыми (т.е. связанными с одинаковыми заместителями) асимметрическими центрами. Проекционные формулы мезо-форм всегда можно узнать по тому, что их можно разделить горизонтальной линией на две половины, которые по записи на бумаге формально идентичны, в действительности же зеркальны (плоскость внутренней симметрии):

Формулы II и III изображают оптические антиподы винной кислоты; при их смешении образуется оптически неактивный рацемат - виноградная кислота.

Номенклатура оптических изомеров

Самая простая, наиболее старая, однако и ныне еще употребляемая система номенклатуры оптических антиподов, основана на сравнении проекционной формулы называемого антипода с проекционной формулой некоего стандартного вещества, выбранного в качестве "ключа". Так, для б -оксикислот и б -аминокислот ключом является верхняя часть их проекционной формулы (в стандартной записи):

L-оксикислоты (Х = ОН)	D-оксикислоты (Х = ОН)
L-аминокислоты (Х = NH2)	D-аминокислоты (Х = NH2)

Конфигурацию всех б -оксикислот, имеющих в стандартно написанной проекционной формуле Фишера гидроксильную группу слева, обозначают знаком L; если же гидроксил расположен в проекционной формуле справа - знаком D

Ключом для обозначения конфигурации соединений служит глицериновый альдегид:

L-(-)-глицериновый альдегид	D-(+)-глицериновый альдегид

В молекулах сахаров обозначение D- или L- относится к конфигурации нижнего асимметрического центра.

Система D-,L-обозначений имеет существенные недостатки: во-первых, обозначение D- или L- указывает конфигурацию только одного асимметрического атома, во-вторых, для некоторых соединений получаются разные обозначения, в зависимости от того, взят ли в качестве ключа глицериновый альдегид или оксикислотный ключ, например:



Эти недостатки системы ключей ограничивают ее применение в настоящее время тремя классами оптически активных веществ: сахарами, аминокислотами и оксикислотами. На общее же применение рассчитана R,S-система Кана, Ингольда и Прелога.

Для определения R- или S-конфигурации оптического антипода необходимо расположить тетраэдр заместителей вокруг асимметрического углеродного атома таким образом, чтобы младший заместитель (обычно это водород) имел направление "от наблюдателя". Если движение при переходе по кругу трех остальных заместителей от старшего к среднему по старшинству и затем к самому младшему происходит против часовой стрелки - это S-изомер (ассоциируется с таким же движением руки при написании буквы S), если по часовой стрелке - это R-изомер (ассоциируется с движением руки при написании буквы R).

Для определения старшинства заместителей у асимметрического атома используются правила подсчета атомных номеров, уже рассмотренные нами в связи с Z,E-номенклатурой геометрических изомеров.

Для выбора R,S-обозначений по проекционной формуле необходимо путем четного числа перестановок (не изменяющих, как мы знаем, стереохимического смысла формулы) расположить заместители так, чтобы младший из них (обычно водород) оказался внизу проекционной формулы. Тогда старшинство остальных трех заместителей, падающее по часовой стрелке, соответствует обозначению R, против часовой стрелки - обозначению S:

2.5 Методы получения стереоизомеров

Получение чистых стереоизомеров - важная задача, так как, как правило, только одна из стереоизомерных форм является биологически активной. Между тем, в обычных условиях образуются, как правило, смеси стереоизомеров - диастереомеров или оптических антиподов. Для получения чистых стереоизомерных форм эти смеси необходимо разделять.

Так как диастереомеры различаются по физическим свойствам, разделение их смесей обычно не вызывает затруднений. В отличие от этого, получение оптически активных веществ - более сложная задача, потому что оптические антиподы не различаются ни по растворимости, ни по температурам кипения, ни по адсорбционному сродству к обычным адсорбентам, т.е. обычными методами пару оптических антиподов разделить нельзя. Во всех случаях оптически активное вещество генерируется только под действием другого оптически активного вещества (реагента, растворителя, адсорбента) и антиподы проявляют различия в свойствах только при действии других оптически активных веществ (реагентов, растворителей, адсорбентов или плоскополяризованного света).

Важным источником оптически активных вещвств является живая природа: оптической активностью обладают белки и составляющие их природные аминокислоты, углеводы, многие природные оксикислоты (винная, яблочная, миндальная), терпеновые углеводороды, терпеновые спирты и кетоны, стероиды, алкалоиды и др. Синтетическое получение оптически активных веществ основано на использовании следующих методов:

1. расщепление рацематов, т.е. отделение друг от друга оптических антиподов, входящих в состав рацемата (расщепление рацематов отбором кристаллов и самопроизвольной кристаллизацие - впервые оптически активное вещество из неактивного получил Пастер в 1848 году путем отбора кристаллов, так как кристаллы оптических изомеров отличаются друг от друга по форме; вручную разделив оба вида кристаллов и приготовив из них водные растворы, Пастер обнаружил, что в отличие от исходной соли эти растворы оптически активны: один вид кристаллов дал левовращающий, а другой правовращающий раствор).

2. асимметрический синтез - проведение стереоспецифичных реакций, в ходе которых преимущественно образуется (или преимущественно разрушается) один из антиподов.

К методу расщепления рацематов отбором кристаллов примыкает расщепление кристаллизацией, протекающее как бы "самопроизвольно". Чаще всего такого рода "самопроизвольное" выделение одного из антиподов из раствора рацемата удается вызвать, внося в пересыщенный раствор рацемата "затравку" одного из антиподов.

3. Расщепление через диастереомеры.

Способ расщепления через диастереомеры является практически наиболее важным для получения оптически активных веществ. В определенных случаях с ним может конкурировать лишь биохимический метод. Суть способа может быть выражена следующей схемой:

На расщепляемый рацемат l_l . d₁ действуют оптическим активным реагентом d₂, в результате чего получается новая пара веществ l₁ . d₂ и d₁ . d₂, уже не находящиеся друг с другом в отношениях антиподов. Эти вещества диастереомерны, а значит различаются по физическим свойствам.

Практически чаще всего используют диастереомерные соли. Для расщепления рацемических кислот необходимы оптически активные основания, для расщепления рацемических оснований - оптически активные кислоты.

Для расщепления рацемических аминокислот можно использовать как солеобразование по карбоксильной группе, так и солеобразование по аминогруппе

4. Адсорбционное расщепление

Оптические антиподы по-разному сорбируются на оптически активном адсорбенте. Так, кварц, способный образовывать хиральные кристаллы, имеет разную адсорбционную способность по отношению к оптическим антиподам. В качестве органических асимметрических адсорбентов используются лактоза, бруцин, крахмал. Можно использовать синтетические полимеры, в состав которых ведены остатки оптически активных аминов или кислот.

5. Биохимическое получение оптически активных веществ

Еще в 1857 году Пастером было замечено преимущественное разрушение некоторыми микроорганизмами (например, плесневым грибком Penicillum glaucum) правовращающей формы винной кислоты. Если же действию грибка подвергался рацемат, то не затрагиваемый левовращающий антипод можно было накопить и получить в чистом виде.

Биохимический метод особенно успешно используется для получения оптически активных аминокислот. Так, дрожжи в процессе брожения перерабатывают преимущественно L-формы аминокислот, а D-антиподы накапливаются и могут быть выделены. В настоящее время используют выделенные из микроорганизмов ферментативные препараты, что позволяет получить в чистом виде оба антипода.

Асимметрический синтез

Асимметрический синтез - второй важнейший путь получения оптически активных веществ. Сущность асимметрического синтеза состоит в проведении реакций, в ходе которых антиподы образуются или разрушаются в неравных количествах. Различают следующие типы асимметрических синтезов:

1. Частичный асимметрический синтез, осуществляемый при участии вспомогательных оптически активных веществ, созданных живой природой. Обычно они используются в качестве катализаторов и приводят к асимметрическому синтезу без участия живых организмов.

2. Абсолютный асимметрический синтез - процессы получения оптически активных веществ без участия вспомогательных оптически активных веществ или каких-либо иных факторов, зависящих от живой природы. Такие синтезы осуществлены при использовании в качестве хиральных вспомогательных систем - либо циркулярнополяризованного света, либо поверхностей (правой или левой модификаций) кристаллов кварца с нанесенными на них катализаторами. Осуществление абсолютного асимметрического синтеза имеет принципиальное значение, так как связано с ответом на вопрос о возникновении первичной асимметрии и, следовательно, о происхождении живой материи.

Лекция № 4

ОРГАНИЧЕСКИЕ КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ

Протонная теория кислот и оснований Брёнстеда

Кислоты Брёнстеда - это соединения, способные отдавать протон (доноры протона).

Основания Брёнстеда - это соединения, способные присоединять протон (акцепторы протона). Для взаимодействия с протоном основание должно иметь свободную пару электронов или электроны р-связи.

Кислоты и основания образуют сопряженные кислотно-основные пары, например:

CH3COOH	+	H2O		CH3COO-	+	H3O+
кислота1		основание2		основание1		кислота2

CH3NH2	+	H2O		CH3NH3+	+	OH-
основание1		кислота2		кислота1		основание2

В общем виде:

Н-А	+	:В		:А	+	Н-В
кислота1		основание2		основание1		кислота2

Сила кислоты НА будет зависеть от силы основания :В. Поэтому для создания единой шкалы силу кислот и оснований Бренстеда определяют относительно воды, которая является амфотерным соединением и может проявлять и кислотные, и основные свойства.

Сила кислот определяется константой равновесия их взаимодействия с водой как основанием, например:

CH₃COOH + H₂O CH₃COO^- + H₃O⁺

Так как в разбавленных растворах [H₂O]=const, то ее можно внести в константу равновесия, которую называют константой кислотности:

На практике чаще пользуются величинами pK_a= - lg K_a. Чем меньше величина pK_a, тем сильнее кислота.

Сила оснований определяется константой равновесия взаимодействия их с водой как кислотой:

RNH₂ + H₂O RNH₃⁺ + OH^-

- константа основности.

Для сопряженных кислоты и основания K_a K_b=K_W. Таким образом, в сопряженной кислотно-основной паре, чем сильнее кислота, тем слабее основание и наоборот. Силу основания чаще выражают не константой основности, а константой кислотности сопряженной кислоты . Например, для основания RNH₂ величина - это константа кислотности сопряженной кислоты :

RNH₃⁺ + H₂O RNH₂ + H₃О⁺

На практике чаще пользуются величиной . Чем больше величина , тем сильнее основание.

Классификация органических кислот и оснований

Кислоты и основания Брёнстеда классифицируют по природе атома при кислотном или основном центре.

В зависимости от природы элемента, с которым связан протон, различают четыре основных типа органических кислот Брёнстеда:

· O-H - кислоты - карбоновые кислоты, спирты, фенолы;

· S-H - кислоты - тиолы;

· N-H - кислоты - амины, амиды, имиды;

· C-H - кислоты - углеводороды и их производные.

В зависимости от природы атома, к неподеленной паре электронов которого присоединяется протон, основания Брёнстеда делят на три основных типа:

o N (аммониевые) основания - амины, нитрилы, азотсодержащие гетероциклические соединения;

o О (оксониевые) основания - спирты, простые эфиры, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты и их функциональные производные;

o S (сульфониевые) основания - тиолы, сульфиды.

Особый тип оснований Бренстеда представляют р-основания, в которых центром основности являются электроны р-связи (алкены, арены).

Влияние структурных факторов на относительную силу кислот и оснований

Сила кислоты или основания определяется положением равновесия кислотно-основного взаимодействия и зависит от разности свободных энергий исходных и конечных соединений. Поэтому факторы, которые стабилизируют сопряженное основание в большей степени, чем кислоту, увеличивают кислотность и уменьшают основность. Факторы, стабилизирующие преимущественно кислоту по сравнению с основанием, действуют в противоположном направлении. Поскольку сопряженные основания, как правило, несут отрицательный заряд, то увеличению кислотности способствуют факторы, стабилизирующие анион.

Влияние строения на силу кислот и оснований

Сила кислоты зависит от природы атома при кислотном центре и от его структурного окружения.

Для оценки относительной силы кислот важны такие характеристики атома при кислотном центре как его электроотрицательность и поляризуемость.

При прочих равных условиях для элементов одного периода с ростом электроотрицательности атома кислотность соединений увеличивается, так как высокая электроотрицательность атома при кислотном центре стабилизирует образующийся при отщеплении протона анион. Так, кислотность уменьшается в ряду:

OH-кислоты> NH-кислоты> CH-кислоты

	CH3O-H	CH3NH-H	CH3CH2-H
pKa	16	30	40

Электроотрицательность атома зависит не только от его природы, но и от типа гибридизации и возрастает по мере увеличения s-характера гибридных орбиталей. Параллельно возрастает кислотность соединений:

	СH3CH2-H	CH2=CH-H
pKa	40	36	25

Для элементов одной подгруппы с возрастанием заряда ядра кислотность соединений увеличивается:

OH-кислоты < SH-кислоты

	CH3O-H	CH3S-H
pKa	16,0	10,5

Увеличение кислотности соединений, несмотря на снижение электроотрицательности атомов в подгруппе, связано с увеличением их поляризуемости по мере возрастания радиуса атома. Большая поляризуемость атома способствует лучшей делокализации отрицательного заряда и повышению стабильности сопряженного основания.

При одинаковой природе атома при кислотном центре сила кислоты определяется его структурным окружением. Увеличению силы кислоты способствует делокализация отрицательного заряда в сопряженном основании (анионе) и его рассредоточение на большем количестве атомов.

Так, карбоновые кислоты - одни из самых сильных органических кислот. Их сила обусловлена стабилизацией карбоксилат-аниона за счет делокализации отрицательного заряда в сопряженной системе. В результате отрицательный заряд в карбоксилат-анионе рассредоточен между двумя атомами кислорода, а обе связи С-O абсолютно равноценны:

Фенолы являются более сильными кислотами, чем спирты, за счет резонансной стабилизации фенолят-аниона, отрицательный заряд которого делокализован по ароматическому кольцу:

В результате по силе органические OH-кислоты могут быть расположены в следующий ряд:

	ROH	<	H2O	<	ArOH	<	RCOOH
pKa	16-17		15,7		8-11		4-5

Введение заместителя в связанный с кислотным центром углеводородный радикал влияет на силу кислоты. Электроноакцепторные(ЭА) заместители увеличивают, а электронодонорные(ЭД) - уменьшают кислотность. Влияние электроноакцепторных заместителей связано с их способностью делокализовать отрицательный заряд и, тем самым стабилизировать сопряженное основание (анион). Влияние электронодонорных заместителей приводит к дестабилизации аниона.

Электроноакцепторные заместители увеличивают силу алифатических и ароматических карбоновых кислот, электронодонорные заместители действуют в противоположном направлении:

	Cl-CH2-COOH	H-COOH	CH3-COOH
pKa	2,8	3,7	4,7

	+M > -I		-M и -I
pKa	4,47	4,20	3,43

Аналогичное влияние оказывают заместители на кислотность спиртов и фенолов.

При одинаковом структурном окружении для элементов одного периода с ростом электроотрицательности атома при основном центре основность соединений уменьшается:

аммониевые основания > оксониевые основания

	ROH	RNH2
	~2	~10

Снижение основности связано с тем, что более электроотрицательный атом прочнее удерживает неподеленную пару электронов, которую он должен отдать на образование связи с протоном.

Увеличение s-характера гибридных орбиталей приводит к снижению основности:

Для элементов одной подгруппы с возрастанием заряда ядра основность уменьшается:

оксониевые основания > сульфониевые основания

Введение электронодонорных заместителей увеличивает, а введение электроакцепторных - понижает основность. Так, электронодонорные заместители увеличивают основность алифатических и ароматических аминов, увеличивая склонность электронной пары азота к атаке протона. Электроноакцепторные заместители напротив снижают электронную плотность неподеленной пары электронов азота и делают ее менее восприимчивой для атаки протоном:

		9,2	10,6	10,7

Если свободная пара электронов азота находится в сопряжение с двойной связью или ароматическим кольцом, основность снижается. Так, в анилине свободная пара электронов азота сопряжена с ароматическим кольцом.

Протонирование анилина приводит к нарушению сопряжения и энергетически менее выгодно, чем протонирование алифатических аминов.

	10,6	4,6	0,9

Амиды карбоновых кислот являются очень слабыми основаниями из-за сопряжения пары электронов азота с карбонильной группой. В результате атом азота приобретает частичный положительный, а атом кислорода - частичный отрицательный заряд, и протонирование амидов происходит, как правило, по атому кислорода.

Основность азотсодержащих гетероциклических соединений также определяется доступностью пары электронов азота для атаки протона. Высокой основностью обладают насыщенные азотсодержащие гетероциклы, в которых атом азота находится в состоянии sp³-гибридизации. Основность пиридиниевого атома азота (sp²-гибридизация) ниже. Наконец, пиррольный атом азота практических лишен основных свойств, так как его протонирование означает разрушение ароматической гетероциклической системы:

pKa	11,27	5,2	- 0.3

Кислоты и основания Льюиса

Дж. Льюисом была предложена более общая теория кислот и оснований.

Основания Льюиса - это доноры пары электронов (спирты, алкоголят-анионы, простые эфиры, амины и т.д.)

Кислоты Льюиса - это акцепторы пары электронов, т.е. соединения, имеющие вакантную орбиталь (ион водорода и катионы металлов: H⁺, Ag⁺, Na⁺, Fe²⁺; галогениды элементов второго и третьего периодов BF₃, AlCl₃, FeCl₃, ZnCl₂; галогены; соединения олова и серы: SnCl₄, SO₃).

Таким образом, основания Бренстеда и Льюиса - это одни и те же частицы. Однако основность по Бренстеду есть способность присоединять только протон, в то время как основность по Льюису - понятие более широкое и означает способность к взаимодействию с любой частицей, имеющей низколежащую свободную орбиталь.

Кислотно-основное взаимодействие по Льюису есть доноро-акцепторное взаимодействие и любую гетеролитическую реакцию можно представить как взаимодействие кислоты и основания Льюиса:

Единой шкалы для сравнения силы кислот и оснований Льюиса не существует, так как их относительная сила будет зависеть от того, какое вещество взято за стандарт (для кислот и оснований Бренстеда таким стандартом является вода). Для оценки легкости протекания кислотно-основного взаимодействия по Льюису Р. Пирсоном была предложена качественная теория “жестких” и “мягких” кислот и оснований.

Жесткие основания обладают высокой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. Они трудно окисляются. Их высшие занятые молекулярные орбитали (ВЗМО) имеют низкую энергию.

Мягкие основания имеют низкую электроотрицательность и высокую поляризуемость. Они легко окисляются. Их высшие занятые молекулярные орбитали (ВЗМО) имеют высокую энергию.

Жесткие кислоты имеют высокую электроотрицательность и низкую поляризуемость. Они трудно восстанавливаются. Их низшие свободные молекулярные орбитали (НСМО) имеют низкую энергию.

Мягкие кислоты обладают низкой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью. Они легко восстанавливаются. Их низшие свободные молекулярные орбитали (НСМО) имеют высокую энергию.

Самая жесткая кислота - Н⁺, самая мягкая - СН₃Hg⁺. Наиболее жесткие основания - F^- и OH^-, наиболее мягкие - I^- и Н^-.

Таблица 5. Жесткие и мягкие кислоты и основания.

Жесткие	Промежуточные	Мягкие
Кислоты
H+, Na+, K+, Mg2+, Ca2+, Al3+, Fe3+, BF3, AlCl3, RC+=O	Cu2+, Fe2+, Zn2+, R3C+	Ag+, Hg2+, I2
Основания
H2O, OH-, F-, ROH, RO-, R2O, NH3, RNH2	ArNH2, Br-, C5H5N	R2S, RSH, RS-, I-, H-, C2H4, C6H6

Принцип жестких и мягких кислот и оснований Пирсона (принцип ЖМКО):

Жесткие кислоты преимущественно взаимодействуют с жесткими основаниями, а мягкие кислоты - с мягкими основаниями.

Это выражается в больших скоростях реакций и в образовании более устойчивых соединений, так как взаимодействие между близкими по энергии орбиталями эффективнее, чем взаимодействие между орбиталями, значительно различающимися по энергии.

Принцип ЖМКО используют для определения преимущественного направления конкурирующих процессов (реакции элиминирования и нуклеофильного замещения, реакции с участием амбидентных нуклеофилов); для направленного создания детоксикантов и лекарственных препаратов.

Лекция № 5

КЛАССИФИКАЦИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И РЕАГЕНТОВ

Существуют разные системы классификации органических реакций, которые основаны на различных признаках. Среди них можно выделить классификации по конечному результату(или по направлению) реакции , по природе реагента.

Конечный результат реакции выражается стехиометрическим уравнением, которое отражает ее внешние признаки, например: образование одного нового соединения из двух или нескольких исходных, замещение одного фрагмента молекулы на другой, перераспределение связей между атомами в молекуле и т.д. По стехиометрическому результату различают:

реакции присоединения (символ A). Присоединение происходит по р -связям или по у- связям циклических соединений, в результате реакции образуются новые ковалентные у - связи.

Например:

(1^/)

- реакции замещения (символ S), например:

R-H + Cl-Cl > R-Cl + HCl (2)

Y^- + R-X > R-Y + X^- (3)

Замещение происходит по у- связям, в результате реакции образуются новые ковалентные у - связи.

· Реакции отщепления или элиминирования (символ Е), например: