Глава 2

Р адикале-функціональна номенклатура. Для деяких органічних сполук номенклатура ШРАС, поряд із замісниковою, передбачає радикало-функціональний варіант утворення назв. В основі цих назв лежить назва функціонального класу (спирт, етер, кетон та ін.), якому передують назви вуглеводневих радикалів, наприклад:

С1-СН₂-СН=СН₂ СН₃-СН₂-0-СН₂-СН₃

алілхлорид діетиловий етер

СН₃-СН₂-ОН сНз-С-СНз

етиловий спирт II

ацетон, диметилкетон

Розглянуті в цій главі основні принципи номенклатури органіч­них сполук є лише коротким поясненням до численних назв і номенклатурних правил, викладених у наступних розділах підруч­ника, присвячених конкретним класам сполук.

ГЛАВА ОЦІ ГЛАВА

ХїмГчний зв'язок

Вивчення органічної хімії значно спростилося завдяки розвит­ку теорії хімічного зв'язку. На підставі існуючих уявлень про при­роду хімічного зв'язку та електронну структуру молекул стало мо­жливим пояснити реакційну здатність органічних сполук та зрозуміти фактичний матеріал хімії.

3.1. Типи хімічних зв'язків

У 1916 році німецький вчений В. Коссель та американський вчений Дж. Льюїс запропонували електронну теорію хімічного зв'яз­ку, яка стала важливим етапом у розвитку теорії хімічної будови. За електронною теорією хімічний зв'язок розглядається як результат взаємодії зовнішніх електронних оболонок (валентних електронів) атомів. Враховуючи хімічну інертність благородних газів, їх зовніш­ні електронні оболонки (для гелію — двохелектронна, для неону, аргону і т. д. — восьмиелектронна) вважають найбільш стійкими. Тому кожен атом, утворюючи хімічний зв'язок, приймає, віддає або успільнює валентні електрони таким чином, щоб його зовнішня електронна оболонка відповідала конфігурації інертних газів. Такий принцип заповнення валентних оболонок дістав назву «октетне правило».

Залежно від способу утворення розрізняють два основні типи хімічного зв'язку: іонний та ковалентний.

Іонний зв'язок утворюється між атомами, які значно відрізня­ються за електронегативністю. Електронна конфігурація інертно­го газу досягається в цьому разі шляхом перенесення електрона до більш електронегативного атома. Так утворюються протилежно заряджені іони, які електростатично взаємно притягуються. Тому іонний зв'язок називають ще електровалентним:

24

Глава З

Хімічний зв язок

25

N 3- +-С1: №⁺С1

іонний зв'язок

У наведеному прикладі іон Натрію має електронну конфігура­цію Неону, а іон Хлору — конфігурацію Аргону.

Сполуки з іонним зв'язком мають високі температури плав­лення, добре розчиняються в полярних розчинниках, у водних розчинах дисоціюють на іони, їх розчини і розтопи проводять елек­тричний струм.

Ковалентний зв'язок є основним типом хімічного зв'язку в ор­ганічних сполуках. Він утворюється між атомами, рівними або близькими за електронегативністю. Електронна конфігурація інерт­ного газу в цьому разі досягається шляхом успільнення валент­них електронів і формування однієї або кількох спільних електрон­них пар:

Н

І

н—с—н

І

н

ковалентний зв'язок

Унаслідок успільнення валентних електронів Карбону і Гідро­гену утворюються чотири електронні пари, які є спільними для цих атомів. Атом Карбону при цьому набуває електронної конфігура­ції Неону, а атом Гідрогену — конфігурації Гелію. Кожна з успіль-нених пар електронів складає ковалентний зв'язок, який познача­ється у вигляді валентного штриху (—).

При утворенні ковалентного зв'язку між атомами з однаковою електронегативністю спільна електронна пара розташовується си­метрично відносно центрів обох атомів. Такий зв'язок називаєть­ся ковалентним неполярним:

Н3С га СНз ^^ Н3С СНз

Якщо в утворенні ковалентного зв'язку беруть участь атоми з різною електронегативністю, то спільна пара електронів зміщу­ється до атома з більшою електронегативністю. Такий зв'язок на­зивається ковалентним полярним:

У 8+ 8-

н₃с|сі -н₃с^сі

Полярний ковалентний зв'язок зображують у вигляді стрілки (-»), спрямованої до більш електронегативного атома. Літерою 8 (грец. «дельта») умовно позначають дробні (часткові) заряди на атомах. Символ 5⁺ відображає понижену, а 8" — підвищену елек­тронну густину.

Залежно від кількості спільних електронних пар, що виника­ють між атомами при утворенні зв'язку, розрізняють прості й крат­ні ковалентні зв'язки. Прості — представлені однією, кратні — двома або трьома парами електронів:

/ \

Н0СВС0Н) ав Н—С=С—Н

простий / > кратний

ковалентний зв'язок ковалентний зв'язок

Атоми Нітрогену, Оксигену, Сульфуру, галогенів та деяких ін­ших елементів при утворенні ковалентних зв'язків формують ок-тетну оболонку успільненням не всіх зовнішніх електронів. Час­тина електронів не бере участі в утворенні хімічних зв'язків. Ці електрони називають неуспільненими, неподіленими, або «-елек­тронами:

Н Н І

:№ + ЗН-

:№Н ви Н—14—Н Н

/

неподілеш електронні пари

Донорно-акцепторний зв'язок — це різновид механізму утворення ковалентного зв'язку. Донорно-акцепторний зв'язок утворюється не шляхом успільнення пари електронів, по одному від кожного атома, а за рахунок двох електронів, які надає один з атомів. При цьому атом, що надає пару електронів у спільне користування, називають донором, а частинку, яка приймає електрони,— акцеп­тором. Донор повинен мати пару неподілених електронів. Акцеп­тором може бути протон або інший атом, в якого не вистачає до утворення октету двох електронів.

За донорно-акцепторним механізмом, наприклад, відбуваєть­ся утворення іонів амонію, гідроксонію та ін.:

26

Глава З

Хімічний зв'язок

Н

І Н—№ + Н

Н

І

н—м—н

І

н

_І

донор

н

акцептор

Н—И—Н або Н

Оскільки пара електронів атома Нітрогену пішла на утворення зв'язку із протоном і стала спільною для обох атомів, атом Нітро­гену набуває позитивного заряду. Утворений в іоні амонію за до-норно-акцепторним механізмом ковалентний зв'язок нічим не від­різняється від трьох інших зв'язків.

Донорно-акцепторний зв'язок називають ще координаційним, при його утворенні відбувається процес координації неподіленої електронної пари.

Водневий зв'язок утворюється внаслідок електростатичної взає­модії між активними атомами Гідрогену в молекулі і атомами з не-поділеною електронною парою (—О—, —N—, —Р, іноді —8—) у цій же або в іншій молекулі. Активними називають атоми Гідро­гену, зв'язані в молекулі сильно полярним ковалентним зв'язком, наприклад: —О—Н; =1Ч— Н; —8—-Н.

Графічно водневий зв'язок позначають трьома крапками: —О—Н- • '№^ =>4—Н- • -0=.

Енергія водневого зв'язку (10—40 кДж/моль) у порівнянні з енергією ковалентного зв'язку (340—360 кДж/моль) невелика.

Міжмолекулярні водневі зв'язки виникають між двома або кіль­кома молекулами з утворенням димерів або асоціатів:

У

н_яс—с

\

•н

,о-н—о.

-о

І

н-

Н—№

_„

•Н-

_ч

у

:с—сн,

м—н

І

н н

Н---0—Н

димер води

'О—Н—0

розчин амоніаку у воді

н—о

димер оцтової кислоти

с₂н₅о—н- • -о—н- • -о—н с₂н₅ с₂н₅

асоціат етилового спирту

Наявність водневих зв'язків впливає на фізичні (температуру кипіння і плавлення, розчинність, в'язкість) та хімічні властивості органічних сполук. Міжмолекулярний водневий зв'язок сприяє підвищенню температури кипіння, а часто й температури плав­лення речовини. Так, за рахунок утворення асоціатів температура кипіння етилового спирту С₂Н₅ОН (78 °С) значно вища, ніж ди-

метилового етеру СН₃—О—СН₃ (-24 °С), що має однакову з ним молекулярну масу, але не здатний утворювати водневий зв'язок.

Утворення водневого зв'язку між розчиненою речовиною і роз­чинником (якщо це можливо) значно збільшує розчинність речо­вини (вплив водневого зв'язку на розчинність амоніаку).

Водневі зв'язки відіграють важливу роль у перебігу різноманіт­них біохімічних процесів в організмі, вони визначають просторо­ву структуру білків, полісахаридів, беруть участь в утворенні по­двійної спіралі ДНК тощо.