Презентация на тему: ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна

ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ВВЕДЕННЯ
Органічні сполуки
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОСНОВИ ТЕОРІЇ БУДОВИ ОРГАНІЧНИХ СПОЛУК
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
Класифікація сполук за функціональними групами
Класифікація органічних реакцій
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна
1/40
Средняя оценка: 4.2/5 (всего оценок: 17)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (3035 Кб)
1

Первый слайд презентации

ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна характеристика навчальної дисципліни Структура навчальної дисципліни Шифр та назва напряму: 0401„Природничі науки” Шифр та назва спеціальності: 6.040101 “Біологія" Освітньо-кваліфікаційний рівень: Бакалавр Обов’язковий Семестр: (3,4,5) Кількість кредитів ECTS: 16 Змістовних модулів: ( к-сть модулів ) 9 Загальна кількість годин: 576 Лекції: (к-сть годин) 1 16 Лабораторні роботи: (к-сть годин) 1 28 Самостійна робота: (к-сть годин) 275 Індивідуальна робота: (к-сть годин) 57 Вид контролю: ( 3 - зал.; 4, 5 сем. – екзамен) Розподіл балів, що присвоюється студентам у І заліковому кредиті Модуль 1 (поточне тестування) Індив. робота Залік Сума Змістовний модуль (ЗМ) 1 Змістовний модуль (ЗМ) 2 36 24 Т. 1 Т. 2 Т.3 Т.4 Т.5 Т.6 Т. 1 Т. 2 Т.3 Т.4 10 30 100 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

Изображение слайда
2

Слайд 2

Теми І залікового кредиту Кількість годин: Лекції Лаб. зан. I нд. роб. C ам. роб. Змістовий модуль І. Вступ. Ациклічні вуглеводні. Тема 1. Введення. Теоретичні основи будови органічних сполук. 6 4/2 2 18 Тема 2. Алкани (насичені вуглеводні) 4 4 2 8 Тема 3. Алкени (Етиленові вуглеводні, олефіни) 4 4 2 8 Тема 4. Алкадієни (Дієнові вуглеводні) 4 2 2 8 Тема 5. Алкіни (Ацетиленові вуглеводні) 2 2 2 8 Змістовий модуль ІІ. Циклічні сполуки Тема 6. Аліциклічні сполуки. Нафтени 2 2 2 10 Тема 7. Терпени і с тероїди 2 2 2 10 Тема 8. Ароматичні вуглеводні. Моноцикли 6 4/2 2 18 Всього: 162 30 2 4/4 1 6 88

Изображение слайда
3

Слайд 3

Теми ІІ залікового кредиту Кількість годин, відведених на: лекції Л.Р. І.З. С.Р. Змістовий модуль II І. Поліциклічні вуглеводні Тема 1. Поліциклічні неконденсовані вуглеводні 2 4 2 10 Тема 2. Поліциклічні конденсовані вуглеводні 4 4 2 9 Змістовий модуль І V. Похідні вуглеводнів Тема 3. Галогенопохідні аліфатичних та ароматичних вуглеводнів 2 4 2 9 Тема 4. Нітрогенопохідні вуглеводнів. Аліфатичні нітросполуки 2 2 2 9 Тема 5. Ароматичні нітросполуки 2 2 1 9 Тема 6. Амінопохідні вуглеводнів. Аліфатичні аміни. 2 2 1 9 Тема 7. Ароматичні аміни. 2 2 1 9 Тема 8. Ароматичні діазо- і азосполуки 2 4 2 9 Змістовий модуль V. Оксигеновмісні сполуки Тема 9. Алканоли (Одноатомні спирти) 4 4 2 10 Тема 10. Дво- і триатомні спирти 2 2 1 9 Тема 11. Феноли і ароматичні спирти 2 2 1 9 Тема 12. Альдегіди і кетони 4 4 2 10 Тема 13. Ароматичні карбонільні сполуки 2 4/2 2 10 В сього годин: 216 3 2 4 2 21 121

Изображение слайда
4

Слайд 4

Теми ІІІ залікового кредиту Кількість годин, відведених на: Лекції Л.Р. І.З. С.З. Змістовий модуль V І. Карбонові кислоти Тема 1. Монокарбонові кислоти 4 4 2 8 Тема 2. Ароматичні карбонові кислоти 2 4 1 6 Тема 3. Похідні карбонових кислот 2 4 2 6 Тема 4. Ненасичені монокарбонові кислоти 2 2 1 7 Тема 5. Дикарбонові кислоти 4 2 1 3 Тема 6. Гідроксикарбонові кислоти 4 2 / 1 1 3 Тема 7. Альдегідо- і кетокислоти. Таутомерія 4 2 / 1 1 3 Тема 8. Амінокислоти. 4 4 1 3 Змістовий модуль V ІІ. Елементорганічні сполуки Тема 9. Сульфуровмісні похідні вуглеводнів. Тіоспирти та тіоетери 1 2 / 1 1 3 Тема 10. Сульфіди та їх похідні 1 2 / 1 1 3 Тема 9. Металоорганічні сполуки 6 4 1 3 Змістовий модуль VII І. Вуглеводи Тема 10. Моносахариди 4 4 1 3 Тема 11. Дисахариди 2 4 1 3 Тема 12. Вищі полісахариди 4 4 1 3 Змістовий модуль IX. Гетероциклічні сполуки Тема 13. П’ятичленні гетероцикли 2 4 1 3 Тема 14. Шестичленні гетероцикли 2 4 1 3 Тема 15. Гетероцикли з кількома гетероатомами 4 4 2 3 Всього годин: 198 52 56/4 20 66

Изображение слайда
5

Слайд 5

ЛІТЕРАТУРА Основна: Суховєєв В.В. Органічна хімія. – Ніжин, 20 10. Домбровський А.В., Найдан В.М. Органічна хімія. - K., ”Вища школа”, 1992. В.П.Черних, Б.С.Зименковський, І.С.Гриценко. Органічна хімія. - Харків, «Основа», 1997. Ю.О.Ластухін, С.А.Воронов. Органічна хімія. Підручник для вищих навчальних закладів. - Львів: Центр Європи, 2009. - 868 с. Несмеянов A.H. Несмеянов H.А. Начала органической химии. - М., 1974. Роберт с Дж. Касерио M. Органическая химия. - M., 1979. Суховєєв В.В. Органічна хімія (навчальний посібник для студентів вищих навчальних закладів за напрямом підготовки 6.04.01.02 “Біологія”). – Ніжин, 2010. Додаткова: Бобрівник Л.Д., Руденко В.М., Лезенко Г.О. Органічна хімія. Київ-Ірпінь, «Перун», 2002. Общая органическая химия / Под общ. ред. Д. Бартона и У.Д.Оллиса / Т. 1-12. – М.: Химия, 1981-1988. Моррисон Р., Бойд P. Органическая химия. - M., 1974. Нейланд О.Я. Органическая химия. - M., 1990. Василь е ва H.В., Буховец С.В., Жу равлева Л.Е., Грошева М.П. Задачи и упражнения по органической химии. -М., 1978. Днепровский А.С, Темникова T.И. Теоретические основы органической химии. - Л., 1979. Беккер Г. Введение в електронную теорию органических реакций. - M., 1977. Быков Г. В. История органической химии. – М., 1978. Ка з ицына Л.А., Куплетская Н.Б. Применение УФ-, ИК - и ЯМР- и масс-спектроскопии в органической химии. -M., 1979.

Изображение слайда
6

Слайд 6: ВВЕДЕННЯ

Органічна хімія - це хімічна наука, що вивчає сполуки Карбону – їх будову, властивості, способи одержання та практичного використання. Тому сполуки, до складу яких входить Карбон (І V ), називаються органічними. Крім Карбону, вони майже завжди містять Гідроген, досить часто – Оксиген, Нітроген, рідше – Фосфор, Сульфур та інші елементи. Однак сам Карбон і деякі найпростіші його сполуки ( карбон (II) оксид, карбон (IV) оксид, карбонатна кислота, карбонати, карбіди тощо ) за хімічними властивостями належать до неорганічних сполук. Тому часто використовується й інше визначення: Органічні сполуки - це вуглеводні (сполуки вуглецю з воднем) та їхні похідні. Завдяки особливим властивостям елемента Карбону, органічні сполуки дуже численні. Зараз відомо понад 10 мільйонів синтетичних і природних органічних речовин, і їхнє число постійно зростає. Карбон ( с имвол С ) елемент IVA групи другого періоду Періодичної системи елементів ; порядковий номер 6; атомна маса 12,01115. Електронна конфігурація в основному стані 1 s 2 2 s 2 2 p 2. Карбон – особливий елемент. Жоден інший хімічний елемент не здатний утворювати таку різноманітність сполук. Причина цього полягає в тому, що атоми Карбону здатні : 1) з’єднуватися один з іншим у ланцюги різної будови: відкриті (нерозгалужені, розгалужені), замкнені; 2) утворювати міцні зв’язки майже з будь-яким іншим елементом; 3) утворювати не тільки прості (одинарні), але й кратні (подвійні, потрійні) зв’язки, наприклад: > С=С < ; > С=С – С=С <; – С  C – ; Ці унікальні властивості Карбону зумовлені такими причинами: наявністю на зовнішньому енергетичному рівні чотирьох електронів (2 s і 2 p ), тому атом Карбону не схильний до втрати або приєднання вільних електронів з утворенням іонів; малий розмір атома (порівняно з іншими елементами IV групи). Внаслідок цього Карбон утворює головним чином ковалентні зв’язки, і проявляє валентність, рівну 4.

Изображение слайда
7

Слайд 7: Органічні сполуки

Критерієм розподілу сполук на органічні та неорганічні служить їхній елементний склад. До органічних сполук належать хімічні речовини, що містять у своєму складі Карбон, наприклад: Органічні сполуки відрізняються від неорганічних рядом характерних особливостей: 1) майже всі органічні речовини горять або легко руйнуються при нагріванні з окисниками, виділяючи СО 2 ; 2) у молекулах органічних сполук Карбон може бути з’єднаний майже з будь-яким елементом Періодичної системи; 3) органічні молекули мають певну послідовність з ’ єднання атомів Карбону у ланцюги; 4) молекули більшості органічних сполук не дисоціюють на досить стійкі іони; 5) реакції органічних сполук відбуваються значно повільніше та у більшості випадків не доходять до кінця; 6) органічні речовини мають більш низькі температури фазових переходів (Т кип., Т пл.). 7) серед органічних сполук поширене явище ізомерії ;

Изображение слайда
8

Слайд 8

Зародження і розвиток органічної хімії До XIX ст. усі відомі речовини поділяли на мінеральні, рослинні і тваринні. Поняття «органічна речовина» ввів у 1827 році шведський хімік І.Берцеліус. Він визначив органічну хімію як хімію речовин рослинного і тваринного походження. Такі речовини, як оцет, вино, цукор, ефірні олії барвники тощо були відомі людству з давніх часів. Початок вивчення органічних речовин був покладений ще лікарями стародавніх і середніх віків. У кінці XVIII ст. органічних сполук, виділених у чистому вигляді, було менше 100. Визначено, що вони складаються з декілька елементів: С, Н, О, N, S та P, хоча останні 4 трапляються не в усіх органічних речовинах. Якщо раніше хіміки вміли тільки виділяти органічні сполуки з рослин і тварин, то в XIX ст. почали штучно добувати такі сполуки з неорганічних речовин. Перший синтез було здійснено у 1828 р. Німецький вчений Ф.Велер, нагріваючи водний розчин амоній ціанату, одержав з неорганічних матеріалів органічну сполуку – сечовину, яка завжди міститься в сечі тварин і людини. Російський вчений М. Зінін у 1832 р. відкрив реакцію перетворення нітробензену в анілін. Останній був виділений раніше з природного барвника індиго. Це відкриття лягло в основу промисловості органічного синтезу. У 1848 р. німецький хімік Г.Кольбе та англійський хімік Е.Франкланд синтезували оцтову кислоту. Французький вчений М.Бертло у 1854 р. штучно добув жири, а в 1861 р. російський вчений О. Бутлеров синтезував цукристу речовину. Поступово вчені прийшли до висновку, що органічні речовини утворюються за тими ж законами, що і неорганічні. Але особливо великого розвитку органічна хімія набула завдяки створенню в другій половині XIX ст. російським вченим О. Бутлеровим теорії хімічної будови органічних сполук. Значний внесок в розвиток органічної хімії зроблено також В. Марковниковим, О. Фаворським, М. Кучеровим, С. Лебедєвим, М. Зелінським. Їх праці мали великий вплив на створення сучасної хімії органічних сполук і розвиток промисловості органічного синтезу.

Изображение слайда
9

Слайд 9: ОСНОВИ ТЕОРІЇ БУДОВИ ОРГАНІЧНИХ СПОЛУК

Основою сучасної органічної хімії є теорія будови органічних сполук, створена на базі теорії хімічної будови О.М. Бутлерова і електронних (квантово-хімічних) уявлень про будову атома та природу хімічного зв’язку. Сучасна теорія будови дозволяє передбачати основні хімічні та фізичні властивості органічних сполук, виходячи з їх хімічної, просторової та електронної будови. Теорія будови відіграє ключову роль у вивченні та систематизації величезного фактичного матеріалу органічної хімії. Основні положення теорії хімічної будови О.М.Бутлерова : Атоми в молекулах з’єднані один з іншим у певній послідовності відповідно до їхніх валентностей. Послідовність міжатомних зв’язків у молекулі називається її хімічною будовою та зображується однією структурною формулою (формулою будови). Хімічну будову можна встановлювати хімічними методами. (У цей час використовуються також сучасні фізичні методи). Властивості речовин залежать від їхньої хімічної будови. За властивостями даної речовини можна визначити будову її молекули, а за будовою молекули – передбачати властивості. Атоми та групи атомів у молекулі впливають один на інший. Теорія О.М.Бутлерова створила науковий фундамент для органічної хімії та сприяла швидкому її розвитку. Спираючись на положення теорії, О. М. Бутлеров дав пояснення явищу ізомерії, передбачив існування різних ізомерів і вперше одержав деякі з них. Застосування електронної теорії будови атома та хімічного зв’язку в органічній хімії є одним з найважливіших етапів розвитку теорії будови органічних сполук. Електронна теорія доповнила уявлення про електронну та просторову будову і їхній вплив на властивості органічних сполук. Саме ці уявлення дозволяють зрозуміти способи передачі взаємного впливу атомів у молекулах (електронні та просторові ефекти) і поводження молекул у хімічних реакціях.

Изображение слайда
10

Слайд 10

Поняття про ізомерію Ще до створення теорії будови були відомі речовини однакового елементного складу, але з різними властивостями. Такі речовини були названі ізомерами, а саме це явище – ізомерією. В основі ізомерії, як показав О.М. Бутлеров, лежать відмінності у будові молекул, що складаються з однакового набору атомів. Таким чином, ізомерія – це явище існування сполук з однаковим якісним і кількісним складом, але різною будовою, отже, і різними властивостями. Наприклад, при знаходженні в молекулі п’яти атомів Карбону та дванадцяти атомів Гідрогену можливе існування трьох ізомерних сполук : Залежно від характеру відмінностей у будові ізомерів розрізняють структурну та просторову ізомерію. Структурні ізомери - сполуки однакового якісного та кількісного складу, що відрізняються порядком зв’язування атомів, тобто хімічною будовою. Наприклад, сполукам складу C 6 H 14 відповідають п’ять структурних ізомерів: Сполукам складу С 4 Н 8 відповідають такі структурні ізомери:

Изображение слайда
11

Слайд 11

Стереоізомери Просторові ізомери (стереоізомери) при однаковому складі та однаковій хімічній будові розрізняються просторовим розташуванням атомів у молекулі. Просторовими ізомерами є оптичні (дзеркальні) та цис- і транс- ізомери. Сполуки, що виявляють просторову ізомерію, повинні мати циклічну будову, подвійний зв’язок, або містити атом Карбону, зв’язаний із чотирма різними замісниками. Такий атом називають асиметричним або хіральним, оскільки подібно руці така молекула може бути сполучена тільки зі своїм дзеркальним відбиттям. Проекційне зображення молекули на площині передається за допомогою стереох і м і ч н их формул. При написанні цих формул зв ’ язк и, що виступають із площини, зображують суцільним, а зв ’ язк и, що йдуть за площину, – заштрихованим клином. Валентні зв ’ язки, розташовані в площині, зображуються звичайною рискою. Наприклад, молекула гліцеринового альдегіду має асиметричний атом Карбону і тому може бути представлена д вома хіральними стереомерами, які називаються енантіомерами або оптичними ізомерами :

Изображение слайда
12

Слайд 12

Електронні уявлення в органічній хімії Застосування електронної теорії будови атома та хімічного зв’язку в органічній хімії є одним з найважливіших етапів розвитку теорії будови органічних сполук. Поняття про хімічну будову як послідовності зв’язків між атомами (О. М. Бутлеров) електронна теорія доповнила уявленнями про електронну та просторову будову та їхній вплив на властивості органічних сполук. Саме ці уявлення дають можливість зрозуміти способи передачі взаємного впливу атомів у молекулах (електронні та просторові ефекти) і поводження молекул у хімічних реакціях. Відповідно до сучасних уявлень властивості органічних сполук визначаються: - природою та електронною будовою атомів; - типом атомних орбіталей і характером їхньої взаємодії; - типом хімічних зв’язків; - хімічною, електронною та просторовою будовою молекул. Атомні орбіталі Атомна орбіталь (АО) – це область найбільш імовірного перебування електрона (електронної хмари) в електричному полі ядра атома. Положення елемента в Періодичній системі визначає тип орбіталей його атомів ( s -, p -, d -, f-АО і т.д.), що розрізняються енергією, формою, розмірами та просторовою спрямованістю. Для елементів першого періоду (Н, He) характерна одна АО - 1 s. В елементах другого періоду електрони займають п’ять АО на двох енергетичних рівнях: перший рівень 1 s ; другий рівень – 2 s, 2 px, 2 py, 2 pz. (цифри позначають номер енергетичного рівня, букви – форму орбіталі). Стан електрона в атомі повністю описують квантові числа.

Изображение слайда
13

Слайд 13

Форма та енергія атомних орбіталей Атомні орбіталі (АО) різних типів відрізняються один від іншого формою та енергією і позначаються символами: s, p, d, f тощо. Органічні речовини складаються в основному з елементів другого та третього періодів, валентні електрони яких перебувають на s - і р-АО. Атомні орбіталі s-типу мають форму сфери: Об’єм сфери збільшується з ростом енергетичного рівня: 1 s < 2 s < 3 s і т.д. р-АО мають форму об’ємної вісімки (гантелі), спрямованої по вісі x, y або z : d - та f -АО мають більш складну конфігурацію:

Изображение слайда
14

Слайд 14

σ-, π- Зв’я зки При утворенні ковалентного зв’язку в молекулах органічних сполук загальна електронна пара заповнює зв’язувальні молекулярні орбіталі, що мають більше низьку енергію. Залежно від форми МО ( σ- МО або π- МО), зв’язки, що утворюються, відносять до σ - або π - типу. σ - Зв’язок – ковалентний зв’язок, утворений при перекриванні s -, p - і гібридних АО уздовж осі, що з’єднує ядра атомів, які взаємодіють: π - Зв’язок – ковалентний зв’язок, що виникає при бічному перекриванні негібридних р-АО. Таке перекривання відбувається поза прямою, що з’єднує ядра атомів:

Изображение слайда
15

Слайд 15

Ковалентний зв’язок В органічних сполуках цей тип зв’язку є основним. Ковалентний зв’язок виникає між атомами з відносно малими розходженнями в електронегативностях ( Dc < 2), наприклад, С і Н, С і О, С і N, C і Cl, N і O тощо, які утворюють хімічний зв’язок за рахунок загальної електронної пари: Зв’язок, утворений шляхом усуспільнення пари електронів атомів, що зв’язують, називається ковалентним. Цей зв’язок може розглядатися як електростатичне притягання ядер двох атомів до загальної електронної пари. Ковалентний зв’язок, на відміну від іонного, має певну спрямованість і його позначають валентною рискою, що символізує цю спрямованість: Cl  –  Cl, H  –  CH 3. Іонний зв’язок точніше відбивається знаками зарядів іонів: Na + Cl –. Для ковалентних сполук характерна молекулярна будова (молекулярні кристалічні ґратки ), вони мають відносно низькі температури плавлення та кипіння. Такі сполуки мало полярні, погано розчинні у воді, їхні розчини не проводять електричний струм. Властивості ковалентного зв’язку Характерними властивостями ковалентного зв’язку є спрямованість, насичуваність, полярність, поляризовність. Спрямованість зв’язку обумовлює молекулярну будову органічних речовин і геометричну форму їхніх молекул. Кути між двома зв’язками називають валентними. Насичуваність – здатність атомів утворювати обмежене число ковалентних зв’язків. Кількість зв’язків, утворених атомом, обмежене числом його зовнішніх атомних орбіталей. Полярність зв’язку обумовлена нерівномірним розподілом електронної густини внаслідок розходжень в електронегативностях атомів. За цією ознакою ковалентні зв’язки поділяються на неполярні та полярні. Поляризовність зв’язку виражається в зсуві електронів зв’язку під впливом зовнішнього електричного поля, включаючи й іншу реагуючу частку. Поляризовність визначається рухливістю електронів. Електрони тим рухливіше, чим далі вони перебувають від ядер.

Изображение слайда
16

Слайд 16

Характеристики ковалентного зв’язку Важливими кількісними характеристиками ковалентного зв’язку є енергія зв’язку, її довжина та дипольний момент. Енергія зв’язку – енергія, що виділяється при його утворенні, або необхідна для розриву двох зв’язаних атомів. Енергія зв’язку характеризує її міцність. Довжина зв’язку – відстань між центрами зв’язаних атомів. Чим менша довжина, тим міцніший хімічний зв’язок. Дипольний момент зв’язку ( m ) – векторна величина, що характеризує полярність зв’язку. Вектор дипольного моменту спрямований від позитивного заряду до негативного. При векторному додаванні дипольних моментів усіх зв’язків одержують дипольний момент молекули. Чим вище полярність зв’язку, тим більше її енергія та менша довжина. Характеристики деяких ковалентних зв’язків представлені в таблиці: Зв’язок Тип гібридизації атома Карбону Енергія кДж/моль Довжина зв’язку, нм Дипольний момент, D С–С С=С С– Н С– Н С–О С=О С–С l C–Br C–N O–H N–H sp 3 sp 2 sp sp 3 sp sp 3 sp 2 sp 3 sp 3 sp 3 – – 348 620 814 414 435 344 708 331 277 293 460 390 0, 1 54 0,133 0,120 0,110 0,107 0,143 0,121 0,176 0,194 0,147 0,096 0,101 0 0 0 0,40 – 0,70 2,40 1,47 1,42 0,45 1,51 1,31

Изображение слайда
17

Слайд 17

Енергія молекулярних орбіталей За рівнем енергії МО поділяються на три типи: - зв’язувальні ( ЗМО ), енергія яких нижче енергії вихідних АО; знаходження електронів на ЗМО зменшує загальну енергію молекули та визначає зв’язування атомів – хімічний зв’язок ; - розпушувальні ( РМО ), енергія яких вище, ніж у вихідних АО; у незбудженому стані молекули її РМО вакантні, але в ході реакції ці орбіталі можуть приймати 1 або 2 електрони; - незв’язувальні ( НЗМО ), енергія яких дорівнює енергії АО. Схема утворення звязувальної та розпушувальної молекулярних орбіталей показана на прикладі взаємодії 1 s -орбіталей двох атомів Гідрогену при утворенні молекули Н 2 : На незв’зувальній молекулярній орбіталі ( НЗМО ) може розміщатися неподілена електронна пара або неспарений електрон. НЗМО зберігають форму та енергію вихідних атомних орбіталей. У цьому випадку електрони, не беручи участі в утворенні зв’язку, впливають на форму молекули.

Изображение слайда
18

Слайд 18

Гібридизація атомних орбіталей Для пояснення фактів утворення атомом більшої кількості зв’язків, ніж кількість неспарених електронів у його основному стані використано постулат про гібpидизацію близьких за енергією атомних орбіталей. Гібридизація АО відбувається при утворенні ковалентного зв’язку, якщо при цьому досягається більш ефективне перекривання орбіталей. Гібридизація атома Карбону супроводжується його збудженням і переносом електрона з 2 s - на 2 р-АО : Основний (а) і збуджений (б) стани атома Карбону Гібридизація АО – це взаємодія різних за типом, але близьких за енергією атомних орбіталей певного атома з утворенням гібридних орбіталей однакової форми та енергії. Наприклад, при взаємодії 2s-АО з 2 p-АО утворюються дві гібридні 2 sp-АО : АО з великою різницею в енергії (наприклад, 1 s та 2 р) у гібридизацію не вступають. Залежно від числа p-АО, що беруть участь у гібридизації, можливі наступні види гібридизації: д ля атомів Карбону та Нітрогену - sp 3, sp 2 та sp ; для атома Оксигену - sp 3, sp 2 ; для галогенів - sp 3.

Изображение слайда
19

Слайд 19

Будова атома в sp 3 -гібридизованому стані: а – просторова орієнтація чотирьох sp 3 -АО; б – схематичне зображення (прості лінії зображують вісі орбіталей, що розташовані в площині рисунку; суцільний клин зображує АО, що розташована над рисунком, а заштрихований – АО, що розташована за площиною. На прикладі молекули метану можна розглянути об’ємні моделі та просторову ( стереохімічну ) формулу молекули з sp 3 -гібридизованим атомом Карбону. Рис. Моделі молекули метану: а – напівсферична модель (за Стюартом–Бріглебом); б – кулестрижнева модель; в – проекційна формула. sp 3 -Гібридизований стан властивий атому, якщо сума числа зв’язаних з ним атомів і числа його неподілених електронних пар дорівнює чотирьом. Карбон в sp 3 -гібридизованому стані зустрічається в простій речовині – алмазі. Цей стан характерний для атомів С, N, O та ін., з’єднаних з іншими атомами одинарними зв’язками (sp 3 -атоми виділені червоним кольором ): С H 4, R C H 3, N H 3, R N H 2, H 2 O, R O H, R 2 O ; а також в аніонах типу:    R 3 C : -,    R O – тощо. Наслідком тетраедричної будови sp 3 -атома є можливість існування двох дзеркальних реоізомерів у сполуці, що містить такий атом з 4 різними замісниками ( Вант-Гофф, Ле Бель, 1874). sp 3 -Гібридизація ( тетраедрична )

Изображение слайда
20

Слайд 20

sp 2 -Гібридизація ( площинно-тригональна ) Одна s - і дві p -орбіталі змішуються, і утворюються три рівноцінні sp 2 -гібридні орбіталі, розташовані в одній площині під кутом 120° (виділені синім кольором ). Вони можуть утворювати три σ- зв’язки. Третя р -орбіталь залишається негібридизованою та орієнтується перпендикулярно площини розташування гібридних орбіталей. Ця р-АО бере участь в утворенні π- зв’язка. Для елементів другого періоду процес sp 2 -гібридизації відбувається за схемою: 2s + 2p x + 2p y = 3. (2sp 2 ) 2pz-АО в гібридизації участі не приймає: Для зображення просторової будови атомів в sp 2 -стані використовуються ті ж прийоми, що й у випадку sp 3 -атомів : Рис. Будова атома А в sp 2 -гібридизованому стані:а – просторова орієнтація АО; б – схематичне зображення.

Изображение слайда
21

Слайд 21

Будову молекул з sp 2 -атомами відбивають їх моделі: Рис. Моделі етену та метаналю: а – атомно-орбітальні; б – кулестержневі; в – напівсферичні. sp 2 -Гібридизований стан властивий атому, якщо сума числа зв’язаних з ним атомів і числа його неподілених електронних пар дорівнює трьом. Карбон в sp 2 -гібридному стані утворює проста речовина графіт. Цей стан характерний для атомів С, N, O та ін. з подвійним зв’язком (sp 2 -атоми виділені червоним кольром ): H 2 C = C H 2 H 2 C = C HR, R 2 C = N R, R- N = N -R, R 2 C = O, R- N = O, а також для катіонів типу R 3 C + і вільних радикалів R 3 C ·. sp-Гібридизація (лінійна) Одна s- і одна р-орбіталь змішуються, утворюючи дві рівноцінні sp-орбіталі, розташовані під кутом 180°, тобто на одній вісі. Гібридні sp-орбіталі беруть участь в утворенні двох σ- зв’язків. Дві р-орбіталі не гібридизовані і розташовані у взаємно перпендикулярних площинах. Вони утворюють у сполуках два π- зв’язки. Для елементів другого періоду sp-гібридизація відбувається за схемою: 2s + 2p x = 2 (2sp). 2p y - і 2p z -АО не змінюються:

Изображение слайда
22

Слайд 22

Рис. Просторове розташування атомних орбіталей. Для простоти зображення просторової будови sp-атома зазвичай зображують р-орбіталі у формі електронних хмар, а гібридні орбіталі – прямими лініями: Рис. Будова атома в sp-гібридизованому стані: а – просторова орієнтація атомних орбіталей; б – схематичне зображення.

Изображение слайда
23

Слайд 23

Будову молекул з sp-атомами відображують їх моделі: Рис. Моделі етину та пропіну: а – атомно-орбітальні; б – кулестержневі; в – напівсферичні. sp-Гібридизований стан властивий атому, якщо сума числа зв’язаних з ним атомів і числа його неподілених електронних пар дорівнює двом. sp-гібридний стан Карбону виявляє: - у сполуках з потрійним зв’язком, наприклад: - у сполуках типу : R 2 C = C = C R 2 ; - у простій речовині – карбіні, будову якого зображують формулами: ...– C  C – C  C – C  C –... або... = C = C = C = C = C = C =... H– C  C –H; R– C  C –H; R– C  C –R; R– C N;

Изображение слайда
24

Слайд 24: Класифікація сполук за функціональними групами

Сполуки, до складу яких входять тільки Карбон (вуглець) і Гідроген (водень), називаються вуглеводнями. Інші, більше численні, органічні сполуки можна розглядати як похідні вуглеводнів, які утворюються при введенні у вуглеводні функціональних груп, що містять інші елементи. Залежно від природи функціональних груп органічні сполуки поділяють на класи. Деякі найбільш характерні функціональні групи та відповідні їм класи сполук наведені у таблиці : До складу молекул органічних сполук можуть входити дві або більше однакові або різні функціональні групи, наприклад: HO -CH 2 -CH 2 - OH (етиленгліколь); NH 2 -CH 2 - COOH (амінокислота гліцин ). Усі класи органічних сполук взаємозалежні. Перехід від одних класів сполук до інших здійснюється в основному за рахунок перетворення функціональних груп без зміни вуглецевого скелета. Сполуки кожного класу складають гомологічний ряд.

Изображение слайда
25

Слайд 25: Класифікація органічних реакцій

Класифікацію органічних реакцій проводять на основі загальних для всіх реакцій ознак: будови та складу вихідних і кінцевих продуктів; зміни ступенів окиснення реагуючих часток; теплового ефекту реакції; їх оборотності тощо. Найбільше часто органічні реакції класифікують за наступними ознаками: – за кінцевим результатом реакції (на основі зіставлення будови вихідних і кінцевих продуктів); – за мінімальним числом часток, що беруть участь в елементарній реакції; – за механізмом розриву ковалентних зв’язків у реагуючих молекулах. Тип багатостадійних реакцій визначають за самою повільною (лімітуючою) стадією. Різні способи класифікації часто поєднуються одна з іншою. Класифікація реакцій за кінцевим результатом В основі цієї класифікації лежить порівняння кількості, складу та будови вихідних і кінцевих продуктів за рівнянням реакції. Відповідно до кінцевого результату розрізняють наступні типи органічних реакцій : розкладання; сполучення; заміщення; перегрупування (ізомеризація). Якщо процес супроводжується зміною ступеня окиснення атома Карбону в органічній сполуці, то виділяють також окисно-відновні реакції. Окиснення та відновлення органічних речовин може відбуватись і за зазначеними вище типами реакцій. Класифікація реакцій за механізмом розриву зв’язків Залежно від способу розриву ковалентного зв’язку в реагуючій молекулі органічні реакції поділяються на радикальні та іонні. Іонні реакції у свою чергу поділяються за характером реагенту, що діє на молекулу, на електрофільні та нуклеофільні. Класифікація реакцій за числом часток, що беруть участь в елементарній стадії За цією ознакою всі реакції можна розділити на дисоціативні (мономолекулярні) і асоціативні (бімолекулярні, тримолекулярні тощо). Мономолекулярні реакції – це реакції, у яких бере участь тільки одна молекула (частка): А → В +... До цього типу належать реакції розпаду та ізомеризації. Процеси електролітичної дисоціації також відповідають цьому типу, наприклад: NaCl → Na + + Cl - До бімолекулярних належать реакції типу: А + В → С +..., у яких відбувається зіткнення двох молекул (часток). Це найпоширеніший тип елементарних реакцій. Тримолекулярні реакції – це реакції типу: 2А + В → С +..., у яких відбувається зіткнення трьох молекул. Тримолекулярні реакції зустрічаються досить рідко. Одночасне зіткнення більшого числа часток малоймовірне.

Изображение слайда
26

Слайд 26

Принципи номенклатури органічних сполук. Розвиток органічної хімії потребує однозначного найменування органічних сполук. Тривіальна номенклатура відображає не структуру сполуки, а деякі її властивості, зовнішні ознаки або походження. Наприклад, мурашина кислота вперше була виділена з мурашок. Раціональна номенклатура була запропонована для простих сполук і давала можливість відобразити в назві структуру, а також розв’язати зворотну задачу – можливість побудувати формулу за назвою. В основу раціональної номенклатури покладено назви вуглеводнів. У кожному класі органічних сполук будь-яка сполука розглядається як перший член гомологічного ряду таких сполук, у молекулі якого один або кілька атомів Гідрогену заміщені на вуглеводневі залишки. Раціональну номенклатуру використовують не для всіх типів похідних вуглеводнів. Радикало-функціональна (замісникова) номенклатура наближається до раціональної тим, що вуглеводневі залишки (радикали) мають за нею ті самі назви, що й за раціональною номенклатурою. Відмінність: за цією номенклатурою назва складається з двох елементів групової назви, що відповідає певній функціональній групі, і назви вуглеводневого залишку, сполученого з цією функціональною групою. Систематична номенклатура може бути застосована для всіх класів органічних сполук. Найчастіше систематичні назви ґрунтуються на принципі заміщення, тобто будь-яка сполука розглядається як нерозгалужений вуглеводень в молекулі якого один або кілька атомів Гідрогену заміщені іншими атомами і групами, в тому числі вуглеводневими залишками. Їй передувала Женевська номенклатура (1892 р.), доповнена Льєжськими правилами (1930 p.). Систематична номенклатура постійно вдосконалюється і доповнюється; за цим слідкує комісія з номенклатури Міжнародної спілки теоретичної і прикладної хімії ( International Union of Pure and Applied Chemistry – IUPAC ). Тому систематична номенклатура ще має назву номенклатура IUPAC.

Изображение слайда
27

Слайд 27

КИСЛОТНІСТЬ І ОСНОВНІСТЬ ОРГАНІЧНИХ СПОЛУК Поділ хімічних сполук на кислоти й основи започаткований теоріями С. Арреніуса (1887 р.) і В. Оствальда – С. Арреніуса (1890 p.). За С. Арреніусом, кислоти є сполуками, які у водному середовищі дисоціюють з відщепленням іонів Н +, а основи – з відщепленням ОН –. Отже, до кислот були віднесені сполуки, що утворюють протони Н +, а до основ – сполуки, що утворюють гідроксид-аніони ОН –. Але існують численні випадки, коли основні властивості проявляють сполуки, які за будовою далекі від групи ОН –. Наприклад, при взаємодії натрій ацетату з хлоридною кислотою ацетат–аніон виступає основою: СН 3 –СОО – + Na + + H + + Cl – ↔ СН 3 –СОО H + Na + + Cl – Оскільки перетворення органічних речовин відбувається здебільшого в неводних середовищах, та теорія С.Арреніуса з часом перестала задовольняти хіміків-органіків. Через це широкого застосування набула протолітична теорія Бренстеда – Лоурі. А. Лепворт (1908 р.) висловив допущення, що кислоти є донорами протонів, а основи – їх акцепторами. T. Лоурі (1923 p.) і незалежно І. Бренстед та Н. Б’єрум створили загальну теорію кислот і основ, відому як протолітична теорія Бренстеда – Лоурі. Згідно з нею кислоти – це сполуки, молекули або іони яких здатні бути донорами протонів, а основи – сполуки, молекули або іони яких здатні приєднувати протони. Так, іон амонію NH 4 + – це кислота, а амоніак NH 3 – основа. Одночасно Гілберт Льюїс (192 6 р.) запропонував електронну теорію кислот і основ, згідно з якою кислота – це будь-яка частинка (молекула, катіон, атом), що приймає пару неподілених електронів, а основа – будь-яка частинка, яка віддає пару електронів для утворення ковалентного зв’язку. Отже, кислоти й основи за визначенням Льюїса є практично синонімами відповідно електрофільних і нуклеофільних реагентів.

Изображение слайда
28

Слайд 28

Михайлом Усановичем (1939 р.) була створена універсальна теорія кислот і основ, згідно з якою кислотами і основами вважають такі сполуки, реакції між якими приводять до утворення солей. Таким чином, за Усановичем кислота – це будь-яка сполука, яка є донором катіона, включаючи Н +, або акцептором аніона, включаючи електрон. Основа – будь-яка сполука, яка є акцептором катіона або донором аніона. Необхідно зауважити, що при цьому поняття „кислота” або „основа” стають інколи невизначеними і розпливчастими. В органічній хімії, як правило, застосовують дві теорії : протолітичну Бренстеда – Лоурі та електронну Льюїса. Кислотність і основність за Бренстедом – Лоурі. Кислотність і основність органічних сполук – це відносні властивості, і речовина, яка здатна бути, наприклад, кислотою, стає нею лише при наявності в системі основи або навпаки. Кислоти та основи завжди існують у вигляді спряжених кислотно-основних пар. Так, гідрогенхлорид НС1 у газоподібному стані кислотних властивостей не виявляє і стає кислотою лише у водному середовищі, для якого вода є основою: HCl + H 2 O ↔ H 3 O + + Cl – Кислотно-основна взаємодія відбувається внаслідок переносу протона від кислоти до основи: H – X + : B ↔ HB + + : X – Кислота Основа Спряжена кислота Спряжена основа основи В кислоти НХ

Изображение слайда
29

Слайд 29

Кислота НХ, що віддала протон, перетворюється в основу : Х –, яка є спряженою основою цієї кислоти. Основа В, яка приєднала протон, перетворюється в кислоту НВ +, що є спряженою кислотою цієї основи. Кислота НХ і основа : Х –, а також основа В і кислота НВ + називаються спряженими кислотно-основними парами. Отже, протонована основа – це спряжена кислота цієї основи. Кислота, яка має заряд, менший на + 1, є спряженою основою цієї кислоти. Кислота НХ має більший заряд, ніж заряд спряженої з нею основи X –, на +1 (заряд протона) незалежно від того, позитивно чи негативно заряджена або нейтральна кислота, наприклад: СН 3 –СОО H + NH 3 ↔ NH 4 + + СН 3 –СОО – Кислота Основа Спряжена кислота Спряжена основа основи NH 3 кислоти CH 3 COOH СН 3 –С H 2 О H + H 2 O ↔ H 3 O + + СН 3 –С H 2 О – Кислота Основа Спряжена кислота Спряжена основа основи H 2 O кислоти CH 3 CH 2 OH До інших прикладів виявлення кислотно-основних властивостей органічними сполуками належать: H – X + B – ↔ H – B + X – ; наприклад, СН 3 –С H 2 О H + OH – ↔ H 2 O + СН 3 –С H 2 О – Кислота Основа Спряжена кислота Спряжена основа основи OH – кислоти СН 3 –С H 2 О H H – X ↔ H + + X – ; наприклад, СН 3 –СОО H ↔ H + + СН 3 –СОО – Кислота Протона Спряжена основа H – B + ↔ H + + : B ; кислоти CH 3 C О OH наприклад, NH 4 + ↔ H + + : NH 3 Кислота Спряжена основа кислоти NH 4 +

Изображение слайда
30

Слайд 30

Наведені реакції не враховують взаємодії протона з молекулою розчинника, наприклад у воді: Н + + Н 2 О ↔ H 3 O +. Сила кислоти НХ за Бренстедом – Лоурі визначається відношенням її найчастіше до води як основи й оцінюється в розведених розчинах константою кислотності (дисоціації) K а ’ (від англ. asid – кислота) згідно з рівнянням і формулою: H – X + H 2 O ↔ H 3 O + + X – K а ’ = Унаслідок того що концентрація води залишається практично сталою (55,5 моль/л), її включають у константу К’а, яка перетворюється в умовну константу кислотності К а : Константа К а приблизно відповідає своєму дійсному значенню внаслідок того, що замість активності існуючих у системі частинок використовують їх концентрації. Для розведених розчинів така заміна припустима. Замість константи К а для протоновмісних кислот застосовують показник кислотності рК а : pK a = – lg K a Чим менше значення рК а, тим сильніша кислота. Силу основи оцінюють аналогічно константою основності К b (від англ. basic – основа), яка визначається згідно з рівнянням і формулою: H 2 O + : B ↔ H – B + + O H – К b = або для водних розчинів: рК ь = 14 – рК а. Ка =

Изображение слайда
31

Слайд 31

Чим менше значення рК b, тим сильніша основа. Часто основність органічних сполук оцінюють за кислотністю спряженої з цією основою кислоти НВ + Значна кількість органічних сполук проявляє у різних середовищах амфотерні властивості, як і вода (спирти, карбонові кислоти, аміди кислот). Тому для таких сполук існує декілька рівнянь кислотної дисоціації з відповідними значеннями рК і кожного разу необхідно чітко визначити, про який ступінь дисоціації йде мова, наприклад : H 3 O + ↔ H + + H 2 O рК а = –1,74 рК а = –2,2 H 2 O ↔ H + + O H – рК а = 15,47 СН 3 –С H 2 О H ↔ H + + СН 3 –С H 2 О – рК а = 18,0 Відомо, що більшість реакцій проходить у розчинниках, які завжди фізично або хімічно взаємодіють з реагуючими молекулами або реагентами і впливають тим самим на реакцію в цілому. У протонних розчинниках, тобто, у розчинниках, що мають протоновані атоми гідрогену, найчастіше утворюються сольвати, в апротонних (неполярних) – (які не мають протонованих атомів гідрогену) можливе виникнення іонної пари. З другого боку, природа розчинника (іонізуюча здатність, діелектрична проникність або полярність, кислотно - основні властивості) суттєво впливає на силу кислот і основ. Часто цей вплив є протилежним порівняно з впливом електронних ефектів існуючих замісників у молекулах кислот та основ. Крім того, перенесення протона Н + відбувається лише в сильно іонізуючому і сольватуючому середовищі, подібному до води. При переході від води до органічного розчинника ступінь дисоціації знижується приблизно на 4–6 порядків. Тому у водному середовищі кислоти й основи утворюють, як правило, окремі сольватовані іони, а в органічному – іонні пари та їх асоціати.

Изображение слайда
32

Слайд 32

Типи органічних кислот. Залежно від природи елемента, з яким зв ’ язаний атом Н, що визначає кислотні властивості, існує наступна класифікація кислот: 1. ОН –Кислоти (спирти R – OH, карбонові кислоти R – CO OH, феноли С 6 Н 5 – ОН, еноли R 2 C = CR – OH, Н 2 О, фосфонові RPO ( OH ) 2 і фосфінові R 2 PO – OH кислоти); 2. SH –Кислоти (тіоли або меркаптани R – SH, тіокислоти R – CO – SH і R – CS – SH, тіофеноли C 6 H 5 SH, H 2 S ); 3. NH –Кислоти ( NH 4 + ; NH 3 ; аміни R NH 2, R 2 NH ; Ar – NH 2 ; іміни R 2 C = NH ; іміди двоосновних кислот R – CO – NH – CO – R ; аміди кислот R – CO – NH 2 ; гетероцикли ( пірол, індол тощо); 4. СН –Кислоти (сполуки з поляризованим зв’язком С–Н наприклад, R 3 C – H, R – C ≡ C – H або сполуки, що містять в α- С–Н зв’язку сильні електроноакцепторні групи таких типів: 5. На l H –Галогенокислоти: H F, H C 1, Н В r, Н І. Сила кислоти Н– Х залежить від міцності зв’язку Н–Х, значень електронегативності елемента X, стабільності аніона X – і природи розчинника. Стійкість аніонів, або спряжених основ, від якої залежить сила кислот, зумовлена делокалізацією негативного заряду. Аналогічні міркування застосовують і для інших аніонів з кислотними центрами на атомах S, N, О. Крім того, згідно з розташуванням таких атомів в періодах таблиці елементів (зліва направо) зі збільшенням їхньої електронегативності сила кислот зростає: H – C H 3 < H – N H 2 < H – O H < H – S H < H – F < H – Cl. Наприклад, при однакових R сила кислот зростає справа наліво: R–CO OH > R – CO – NH 2 > R – CO – C H 2 – H рК а : 3,8 - 5,1 ≈17 19 - 20

Изображение слайда
33

Слайд 33

У групах Періодичної системи елементів сила кислот зростає зі збільшенням радіусів атомів (зверху вниз), які сприяють підвищенню стійкості аніона: H – F < H – Cl < H – Br < H – I або H – O H < H – S H < H – Se H. Тому SH –кислоти мають більшу кислотність, ніж ОН–кислоти, але меншу, ніж На lH : СН 3 – О H < СН 3 – SH < H – SH < H – F < H – Cl < H – Br < H – I рК а : 15,2 11 7,02 3,14 –7 –9 –10 Загалом відносно однакові за структурою кислоти за силою розташовуються в ряд: На l H > SH - кислоти > ОН - кислоти > NH - кислоти > СН - кислоти. Аналогічний ряд зменшення кислотних властивостей існує при порівнянні значень рК а деяких класів органічних сполук: R – CO OH > С 6 Н 5 – ОН > H – O H > R –О H > R–C≡ C–H > NH 3 > R 2 C=CH R > R 3 C–H рК а : 3,8 5,1 8 10 15,47 18 25 38 43 44 48 51 Вплив електронних ефектів ( I, М) замісників, зв’язаних з кислотним центром, на силу кислот. Дія індукційного I -ефекту алкільних груп пояснює відносну нестабільність алкілоксидних аніонів (слабкі кислотні властивості) і більшу кислотність первинних, ніж третинних спиртів. Н априклад, +І -ефект бутилу заважає утворенню стабільного аніона: СН 3 –СН 2 –СН 2 –СН 2 →О← H ↔ H + + СН 3 –СН 2 –СН 2 –СН 2 →О – Бутанол Бутоксид-аніон СН 3 СН 3 ↓ ↓ СН 3 –С→О← H ↔ H + + СН 3 –С→О – ↑ ↑ СН 3 СН 3 трет -Бутиловий спирт трет -Бутоксид-аніон Утворення аніона утруднене, він нестійкий, Н + відщеплюється важко.

Изображение слайда
34

Слайд 34

При розташуванні сильних електроноакцепторних груп з негативним –І-ефектом біля атома Кабону, сполученого з атомом Оксигену, кислотні властивості спиртів зростають: F F ↑ ↑ F ← С←О← H ↔ H + + F ← С←О – ↓ ↓ F F Трифлуорометанол Трифлуорометоксид-ан і он Аналогічно алкільні групи впливають на силу насичених карбонових кислот: На кислотні властивості ароматичних сполук поряд із полярним ефектом (індукційний ефект і ефект поля F ) впливає також мезомерний ефект (М) кислотного центра і замісника біля бензольного ядра: Аніон стійкий, утворюється легко. Аніон стійкий, утворюється легко.

Изображение слайда
35

Слайд 35

Так, фенол С 6 Н 5 ОН сильніша кислота, ніж аліфатичні спирти, оскільки утворення фенолят-аніона із значним мезомерним + М -ефектом енергетично вигідно. Цьому сприяє делокалізація негативного заряду на атомі Оксигену внаслідок р–π-спряження n -електронів Оксигену і π-електронів бензенового ядра. Крім того, при наявності акцепторних замісників на зразок нітрогруп NO 2, в бензеновому ядрі в орто- або пара- положенні відносно групи ОН кислотні властивості зростають, і для 2,4,6 –тринітрофенолу (пікринової кислоти) рК а становить 1,02. Отже, нітрогрупа NO 2, (– І -ефект, – М -ефект) значно стабілізує фенолятний аніон і сприяє утворенню Н +. Для електронодонорних замісників у бензольному ядрі спостерігається зворотна картина: кислотні властивості знижуються. Загалом електроноакцепторні замісники збільшують силу кислот а електронодонорні – зменшують. Типи органічних основ. Щоб приєднувати протон, основи повинні мати на атомі центра основності пару n -електронів. Тому найсильнішими основами вважають аніони, або спряжені основи. Інші сполуки n - електронами називаються п-основами. Ненасичені сполуки з π -зв’язками – так звані π-основи, за своїми властивостями набагато слабкіші, ніж п-основи. Останні за природою центра основності поділяються на:

Изображение слайда
36

Слайд 36

Наведені основи мають закінчення „онієві”, тому що при взаємодії з протоном вони перетворюються у відповідні спряжені кислоти – онієві, або протоновані сполуки, наприклад, катіон амонію, гідроксонію, сульфонію, фосфонію відповідно: NH 3 + H + ↔ N H 4 + H 2 O + H + ↔ H 3 O + H 2 S + H + ↔ H 3 S + PH 3 + H + ↔ P H 4 + Сила основи залежить від електронегативності атома центра основності, його розмірів, природи замісника біля нього і впливу розчинника, причому залежність проявляється у протилежному напрямку порівняно з кислотами. У періодах Періодичної системи елементів основність їх відповідних сполук зменшується зліва направо у зв’язку із зростанням електронегативності елемента центра основності, атом якого починає міцніше утримувати n -електрони. Внаслідок цього знижується їх здатність взаємодіяти з протоном. Тому оксонієві сполуки в цілому проявляють слабкіші основні властивості, ніж амонієві. Для спряжених основ (аніонів) їх сила в періодах також змінюється протилежним чином стосовно кислот: C H 3 – > N H 2 – > O H – або S H – > Cl –. У групах Періодичної системи елементів основність відповідних сполук змен­шується зверху вниз внаслідок посилення здатності основного центра до поляризації, яка сприяє більшій делокалізації зовнішніх електронних хмар. У результаті зменшується можливість приєднувати протон: N H 3 > P H 3 > As H 3 > H 2 O > H 2 S Таким чином, органічні основи можна розташувати в загальний ряд за зменшенням їх сили: аніони спряжених основ > амонієві основи > оксонієві > фосфонієві > сульфонієві > π-основи.

Изображение слайда
37

Слайд 37

Важливу роль відіграє вплив замісника біля центра основності на силу основи. На відміну від кислот електронодонорні замісники збільшують основність, а електроноакцепторні – зменшують. Це пов’язують із збільшенням електронної густини на центрі основності для донорних замісників і, навпаки, із зменшенням електронної густини для акцепторних замісників. Наприклад, сильніша основність аліфатичних амінів порівняно з ароматичними амінами пояснюється саме таким впливом: Вплив розчинника на основні властивості надзвичайно важливий і досить часто їх нівелює або змінює дію І- та М-ефектів замісників. Без урахування цього фактору легко прийти до некоректних висновків щодо сили основ. У метиламіні CH 3 -г py п a проявляє + І -ефект і збільшує електронну густину на атомі N. Для феніламіну характерний акцепторний вплив бензенового ядра на п -електрони N, які завдяки р–π-спряженню частково делокалізуються в бензеновому ядрі. Кислоти та основи Льюїса. Принцип ЖМКО Пірсона. Електронна теорія Льюїса більш загальна порівняно з теорією Бренстеда – Лоурі. Визначення основ за ними практично збігаються, але по-іншому трактується визначення кислоти (за Льюїсом – це сполука з вакантною орбіталлю, завдяки чому вона здатна приєднувати пару електронів від основи з утворенням ковалентного зв’язку донорно-акцепторного типу). Тому сам протон Н + вже є кислотою. Вважають, що кислота Бренстеда–Лоурі – це сполука, з якої утворюється кислота Льюїса у вигляді Н +. До кислот Льюїса належать як сполуки, здатні утворювати Н + (їх називають протонними кислотами - типові кислоти Бренстеда–Лоурі), так і сполуки, що мають атоми з вакантними зовнішніми орбіталями ZnCl 2, BF 3, A 1 C 1 3, FeBr 3, TiCl 4, SnCl 4 тощо (їх називають апротонними кислотами, або типовими кислотами Льюїса.

Изображение слайда
38

Слайд 38

До основ Льюїса належать сполуки, які виступають доноромами електронної пари. Більшість з них відповідають основам Бредстеда – Лоурі. В изначення кислот і основ за Льюїсом можна вважати занадто загальним, оскільки до кислот при цьому повинні бути віднесені всі електрофіли, а до основ – всі нуклеофіли. Інколи кислотні та основні властивості органічних сполук пов’язують лише з концепцією Бренстеда – Лоурі, а поглядом Льюїса користуються, як правило, при розгляді електрофільних або нуклеофільних властивостей реагентів. При цьому важливо, що між основністю і нуклеофільністю, а також між кислотністю та електрофільністю існує тісний зв’язок. Часто ці терміни відносять до опису одних і тих самих молекул або частинок, які беруть участь у реакціях. Це не коректно, оскільки основність і нуклеофільність не завжди збігаються. Наприклад, у реакції (1) гідроксид–аніон НО – виступає в ролі нуклеофільного реагенту, тому вона належить до реакції нуклеофільного заміщення. Реакція (2) кислотно-основна, оскільки гідроксид - аніон виступає в ролі основи, яка реагує з кислотою ( R – O H ) : Слід пам’ятати, що молекула або частинка називається нуклеофілом, якщо вона з парою електронів атакує електрофільний центр субстрату, або ж основою, якщо цією парою електронів атакується атом Гідрогену субстрату. Перебіг кислотно - основних реакцій не тільки визначається силою кислот і основ, але й залежить від їх жорсткості або м’якості. Зазначені терміни застосовуються як відносні та емпіричні характеристики, і такий підхід називається принципом ЖМКО (жорстких, м’яких кислот і основ).

Изображение слайда
39

Слайд 39

Принцип ЖМКО Пірсона. Теорія Льюїса була розвинута Р. Пірсоном (1963 p.), який припустив, що в кислотно-основній реакції утворюється не тільки донорно-акцепторний зв’язок, але й іонний. Внаслідок такої реакції між акцептором А (кислотою) та донором D (основою) утворюється стабільна донорно-акцепторна сполука AD (комплекс). Стабільність утвореного комплексу AD за Пірсоном визначається жорсткістю або м’якістю реагуючих кислот і основ Льюїса: А + D = AD. Жорстка кислота – атом-акцептор, який має малий радіус і великий позитивний заряд, у нього відсутні неподілені п –електрони, він характеризується малою поляризовністю та високою електронегативністю. Його нижча вільна молекулярна орбіталь (НВМО) має низьку енергію, що характерно для Н +, Li +, К +, Mg +2, Al +3, Fe +3, BF 3, B ( OR ) 3, А1(СН 3 ) 3, SO 3, R – C + = O, H – X (сполук з водневими зв’язками) тощо. М’яка кислота – атом-акцептор, який має великий радіус і малий позитивний заряд, у нього існують неподілені n –електрони ( р– або d – ), він характеризується високою поляризовністю та низькою електронегативністю. Його НВМО проявляє високу енергію, що характерно для С u +, Ag +, Hg +2, BH 3, І 2, В r 2, карбенів, І +, В r +, хінонів, вільних радикалів, тринітробензену тощо. Жорстка основа – атом-донор, який має високу електронегативність і низьку поляризовність, валентні електрони утримує міцно, важко окиснюється. Його вища зайнята молекулярна орбіталь (ВЗМО) має низьку енергію, що характерно для ОН –, СІ –, F –, H 2 O, СН 3 –СОО –, ROH, RO –, R 2 O, NH 3, RNH 2, NH 2 – тощо. М’яка основа – атом-донор, який має низьку електронегативність високу поляризовність, валентні електрони утримує слабко, легко окиснюється. Його ВЗМО має високу енергію, що характерно для R 2 S, RSH, RS –, I –, R 3 P, ( RO ) 3 P, CN –, CO, етену, аренів, Н –, R – тощо.

Изображение слайда
40

Последний слайд презентации: ОРГАНІЧНА ХІМІЯ Напрям, спеціальність, освітньо-кваліфікаційний рівень Загальна

Відомі також проміжні кислоти й основи, які проявляють приблиз­но усереднені перелічені властивості. Проміжні кислоти: Fe +2, Cu +2, Со +2, Zn +2, B ( CH 3 ) 3, R 3 C +, NO +, Sn +2 тощо. Проміжні основи: А r – NH 2, C 5 H 5 N, Br –, NO 2 –, N 3 –. Пірсон сформулював емпіричне правило: жорсткі кислоти переважно взаємодіють з жорсткими основами, а м’які кислоти – з м’якими основами - принцип ЖМКО. Встановлено, що енергетично вигідні взаємодії між донором і акцептором відбуваються лише у зарядно-контрольованому або орбітально-контрольованому випадку. Реакції, для яких головний внесок утворення іонного зв’язку A – D належить електростатичній складовій, називаються зарядно-контрольованими. Реакції, для яких головний внесок утворення ковалентного зв’язку A – D належить ковалентній складовій, називаються орбітально-контрольованими. Так, зарядний контроль характерний для взаємодії жорстка кислота – жорстка основа, при якій різниця між енергіями низькорозташованої ВЗМО основи та високорозташованої НВМО кислоти значна. Орбітальний контроль проявляється при взаємодії м’яка основа – м’яка кислота, коли різниця між енергіями високорозташованої ВЗМО основи та низькорозташованої НВМО кислоти незначна. Крім того, відомо, що взаємодія між орбіталями з однакового енергією ефективніша, ніж між орбіталями з різною енергією. Наприклад, ефективне перекривання відбувається між низькорозташованою НВМО однієї молекули та високорозташованою ВЗМО іншої. Загалом взаємодія основи з кислотою ефективна тільки тоді, коли вони обидві підпорядковуються одному типу контролю. Застосування уявлень про зарядний та орбітальний контроль взаємодії основи з кислотою дозволило надати принципу ЖМКО квантово-механічного обґрунтування. Цей принцип завдяки феноменологічному характеру та широчині охоплення дозволяє орієнтуватись у різноманітних хімічних процесах і прогнозувати кислотно-основну (часто електрофільно-нуклеофільну) взаємодію органічних сполук, у ряді випадків пояснює реакційну здатність інтермедіатів тощо.

Изображение слайда