КЛАССИФИКАЦИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Относительно полная схема систематизации органических реакций включает классификацию: 1. По электронной природе реагентов (нуклеофильные, злекрофильные, свободнорадикальные, протонодонорные, комплексообразование, окисление и т.д.) 2. По по изменению числа частиц в ходе реакции (замещения, присоединения, отщепления, диссоциации или распада и т.д.) 3. По механизмам элементарных стадий (нуклеофильное замещение S N, электрофильное замещение S E, свободнорадикальное замещение S R, элиминирование E – парное отщепление, присоединение A E, A N, полимеризация, конденсация и др.) Крестов Г.А., Березин Б.Д. Основные поннятия совр. химии.- Л.: Химия, По частным признакам (гидратация и дегидратация, гидрирование и дегидрирование, нитрование, галогенирование, ацилирование, алкилирование, изомеризация, енолизация и др.

КЛАССИФИКАЦИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ 1. Классификация органических реакций по изменению числа частиц в ходе реакции 1. 1.Реакции замещения: общая схема: R – X + Y R – Y + X пример: CH 4 + Br 2 CH 3 Br + HX 1.2. Реакции присоединения: C = C \ \ + XY – C – C – X Y общая схема: примеры: CH 2 = CH 2 + HCl CH 3 – CH 2 – Cl CH 2 = CH 2 + Br 2 BrCH 2 – CH 2 Br

1.3. Реакции отщепления: ТИПЫ ОРГАНИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ 1. Классификация органических реакций по изменению числа частиц в ходе реакции – C – C – X Y C = C+ XY общая схема: Примеры: BrCH 2 – CH 2 Br CH 2 = CH 2 + Br 2 Zn CH 2 – CH 2 H OH H 2 SO 4 CH 2 = CH 2 + H 2 O

КЛАССИФИКАЦИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Реакции замещения характерны для всех классов органических соединений. Замещаться могут атомы водорода или атомы любого элемента (кроме углерода) К реакциям присоединения способны только соединения, имеющие кратные связи между атомами углерода, углерода и кислорода, атомы азота и азота, атомы со свободными электронными парами и вакантными орбиталями. Реакции элиминирования особенно характерны для содержащих электроотрицательные группировки (HCl, H 2 O). (примечанияния)

ТИПЫ ОРГАНИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Гетеролитическое (ионное) расщепление: 2. Классификация реакций по их механизму: В этом случае ориентируются на способ разрыва ковалентной связи. Этих способов два: 2.1. Гомолитическое (радикальное) расщепление: А : В А + В радикалы ионы А : В А + + В –

Свободный радикал – атом или группа, имеющие нечетный (неспаренный) электрон. Радикалы – электрически нейтральные частицы. Ионы – частицы, несущие электрический заряд; их два сорта: Карбкатионы – органические ионы, содержащие положительно заряженный атом углерода. Карбанионы – органические ионы с отрицательно заряженным атомом углерода. РАДИКАЛЫ И ИОНЫ Протекание многих органических реакций сопровождается образованием промежуточных продуктов: радикалов и ионов.

РАДИКАЛЫ И ИОНЫ \ \ 1. – С : X – С + + : X – (X = F, Cl, Br и др.) / / 2. \ \ – С : Z – С: – + Z + (X = Li, Na, K и др.) / / Методы генерирования (образования) ионов:

ТЕОРИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Чтобы между двумя частицами произошла реакция необходимы определенные условия: 1. Частица должны столкнуться; 2. Столкновение должно быть эффективным, т.е. сталкивающиеся частицы должны иметь энергию равную или большую, чем энергия, необходимая для осуществления реакции. Энергия, необходимая для осуществления реакции, называется энергией активации (Е а ).

исходные переходное конечные вещества состояние вещества Химическая реакция представляет собой непрерывный процесс, заключающийся в постепенном переходе от исходных веществ к конечным через некое промежуточное (переходное) состояние: ТЕОРИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Главной особенностью переходного состояния является то, что ему отвечает максимум энергии на потенциальной кривой реакции, а молекулам исходного вещества и конечного продукта – минимумы энергии.

ИЗМЕНЕНИЕ ПОТЕНЦИАЛЬНОЙ ЭНЕРГИИ В ПРОЦЕССЕ РЕАКЦИИ. А – исходные вещества; В – конечные вещества; С – переходное состояние; Е а – энергия активации; ΔН – тепловой эффект реакции ΔН В А ход реакции ЕаЕа С Е потенц- альная

ИЗМЕНЕНИЕ ПОТЕНЦИАЛЬНОЙ ЭНЕРГИИ В ПРОЦЕССЕ РЕАКЦИИ. Величина энергии активации определяет возможность и скорость химической реакции: чем ниже энергия активации, тем более вероятна реакция. В свою очередь Е а тем меньше, чем стабильнее переходное состояние. Стабильность последнего в свою очередь определяется возможностями перераспре- деления (делокализации) электронной плотности.

При оценке возможного направления реакции необходимо знать структуру переходного состояния. Никакими физическими методами это сделать принципиально невозможно. В таких случаях руководствуются постулатом Хэмонда, который утверждает: «Если два состояния, как например, переходное состояние и нестабильный интермедиат, последовательно осуществляются в ходе реакции, и имеют примерно одинаковое энергосодержание, то их взаимопревращения будут сопровождаться лишь небольшой реорганизацией структуры молекулы» КОНЦЕПЦИЯ ПЕРЕХОДНОГО СОСТОЯНИЯ. ПОСТУЛАТ ХЭММОНДА

«При атаке реагентом с высокой реакционной способностью (значение Е а мало) переходное состояние достигается быстро, исходные вещества не успевают сильно измениться и переходное состояние напоминает их по своей структуре; при атаке мало реакционно- способным реагентом (значение Е а велико) переходное состояние стремится соответст- вовать конечному веществу» КОНЦЕПЦИЯ ПЕРЕХОДНОГО СОСТОЯНИЯ. ПОСТУЛАТ ХЭММОНДА Для практического использования постулата Хэммонда более удобной является формулировка:

ПОСТУЛАТ ХЭММОНДА Для лучшего понимания этого утверждения обратимся к диаграмме изменения потенциальной энергии в ходе реакции:

КОНЦЕПЦИЯ ПЕРЕХОДНОГО СОСТОЯНИЯ. ПОСТУЛАТ ХЭМОНДА ход реакции перех. сост. достигается поздно перех. сост. достиг. рано А + ВС АВ + С исх. в- ва А + ВС реакция с высокой величиной Е а реакция с невысокой величиной Е а Е

Из концепции переходного состояния следует: Если реакция может пойти в нескольких направлениях, то преимущественным будет путь, которому соответствует более устойчивое переходное состояние (кинетический контроль). Сказанное справедливо для неравновесных процессов (далеко от состояния равновесия). В равновесных процессах энергии активации реакций в обоих направлениях мало различаются между собой, и направление реакций определяется относительной устойчивостью исходных веществ и продуктов реакции. Реакция идет преимущественно в направлении образования более устойчивых продуктов (термодинамический контроль). КОНЦЕПЦИЯ ПЕРЕХОДНОГО СОСТОЯНИЯ. ПОСТУЛАТ ХЭМОНДА

КОНЦЕПЦИЯ ПЕРЕХОДНОГО СОСТОЯНИЯ. ПОСТУЛАТ ХЭМОНДА Как общее правило: реакция идет тем легче, чем легче образуются характеризующие ее промежуточные продукты – радикалы и ионы. Экспериментально показано, что легкость образования радикалов и ионов определяется их устойчивостью: чем устойчивее радикал или ион, тем легче он образуется. Именно устойчивость радикалов и ионов определяет реакционную способность (скорость реакции) и ориентацию (направление реакции) во многих реакциях, в которых образуются свободные радикалы и ионы.

КОНЦЕПЦИЯ ПЕРЕХОДНОГО СОСТОЯНИЯ. ПОСТУЛАТ ХЭМОНДА Показано, что устойчивость радикалов и карбкатионов уменьшается в следующем порядке: третичный > вторичный > первичный > метильный R H H R – C > R – C > R – C > H 3 C R R H | | | R H H R – C + > R – C + > R – C + > H 3 C + R R H | | |

В рассредоточении электрического заряда (электронов) большую роль играют полярные электронные эффекты заместителей: УСТОЙЧИВОСТЬ РАДИКАЛОВ И ИОНОВ индукционный и мезомерный эффекты. Согласно законам физики, устойчивость заряженной системы повышается при распределении заряда. Приложение этого закона к оценке устойчивости радикалов и ионов означает: чем лучше рассредоточен (делокализован) неспаренный электрон или электрический заряд, тем устойчивее радикал или ион.

Индукционный эффект – эффект, обусловленный стремлением атома или группы атомов подавать или оттягивать электроны. Различают положительный (+I – эффект) и отрицательный (– I - эффект) индукционные эффекты. ИНДУКЦИОННЫЙ ЭФФЕКТ (I – ЭФФЕКТ) Если заместитель оттягивает электронную плотность сигма-связи на себя, такой заместитель называется электроноакцепторным, а вызываемый им эффект – электроноакцепторным индукционным эффектом, или –I - эффектом. Если заместитель (атом или группа атомов) подает электронную плотность сигма-связи на атом углерода, то такой заместитель называется электронодонорным, а вызываемый им эффект – электронодонорным индукционным эффектом, или + I – эффектом.

Индукционный эффект – эффект, который атом или группа атомов оказывает на электронную плотность у соседнего центра и обусловлен стремлением атома или группы атомов подавать или оттягивать электроны сигма-связи. Различают положительный (+I – эффект) и отрицательный (– I - эффект) индукцион- ные эффекты. ИНДУКЦИОННЫЙ ЭФФЕКТ (I – ЭФФЕКТ)

Если заместитель (атом или группа атомов) подает электронную плотность сигма-связи на атом углерода, то такой заместитель называется электронодонорным, а вызываемый им эффект – электронодонорным индукционным эффек- том, или + I – эффектом. ИНДУКЦИОННЫЙ ЭФФЕКТ (I – ЭФФЕКТ) + I – эффект Если заместитель оттягивает электронную плот- ность сигма-связи на себя, такой заместитель называется электроноакцепторным, а вызывае- мый им эффект – электроноакцепторным индукционным эффектом, или –I - эффектом. - I – эффект

ИНДУКЦИОННЫЙ ЭФФЕКТ (I – ЭФФЕКТ) + I – эффект: – I - эффект: – C X | | | | Знак и величину I – эффекта заместителей X оценивают по электроотрицательности элементов, связанных ковалентной σ-связью. ПРИМЕРЫ: –I - эффект: (CH 3 ) 3 N + > NO 2 > CN > CO > -COR > F > Cl > > Br > I > OH > NH 2 > H O +I – эффект: H < CH 3 < CH 2 –CH 3 < CH(CH 3 ) 2 < C(CH 3 ) 3

МЕЗОМЕРНЫЙ ЭФФЕКТ (М – ЭФФЕКТ) Мезомерный эффект означает смещение π- электронов, а также неподеленных электрон- ных пар атомов сильно электроотрицатель- ных элементов (O, N, S). Этот эффект отмечается лишь в том случае, если заместитель (X) связан с sp 2 - или sp- гибридизированным атомом углерода. Мезомерный эффект является отрица- тельным (– М - эффект), если заместитель оттягивает π-электроны из сопряженной системы и положительным (+М – эффект), когда заместитель отдает свою неподеленную электронную пару в сопряженную систему.

В первом случае на гетероатоме заместителя возникает отрицательный заряд, во втором – положительный: R – CH = CH – C R – CH – CH = C R.. O : O : + МЕЗОМЕРНЫЙ ЭФФЕКТ (М – ЭФФЕКТ) R – CH = CH – NR 2 R – CH – CH = NR _ ПРИМЕРЫ: – М – эффект: NO 2 > CN > CO > COOH > H акцепторы электронов +М – эффект: H < Br < Cl < OCH 3 < OH < NH 2 < O – доноры электронов

1) чем выше заряд заместителя.. _ (-I) SR2 < NR 3 < OR 2 ; (-I) б) O : < S: ˙˙ ˙˙ ) чем выше ЭО гетероатома (- I– эффект) а) NR 2 < OR < F; б) CR = NR < CR = O 3) чем выше степень насыщенности заместителя (-I – эффект) а) –CR–CR 2 < –CR=CR–CH=CH < C 6 H 6 < –СCR б) –CR=NR < – CN < – SO 2 R < – N O O 4) чем меньше ЭО гетероатома (+I – эффект) – Li > – BeR > – SiR 3 5) с увеличением СН 3 –группы (+I – эффект) СН 3 < – CH 2 – CH 3 < CH(CH 3 ) 2 < C(CH 3 ) 3 Величина и знак I – эффекта (правила)

Величина и знак М – эффекта (правила) 1) М – эффект тем выше, чем больше заряд заместите- ля, т.е. ионы обладают очень сильным М – эффектом. – СR 2 = NR 2 (– М) и – O:, – S: +.. _.. _ ˙˙ ˙˙ (+ М) 2) – М – эффект тем выше, чем больше ЭО имеющихся в заместителе элементов. – CR = CR 2 < – CR = NR < – CR = O 3) – М – эффект тем сильнее, чем меньше внутренняя мезомерия элементов. ·· – C < – C < – C < – C < – C < – C O O: O O O O O NR 2 OH OR H Cl: ·· 4) +М – эффект тем сильнее, чем меньше ЭО заместителя. ˙˙ NR 2 > OR > F ··

Алкильная группа (R), связанная с атомом углерода, несущим положительный заряд, стремится подать электроны на этот атом углерода (+I – эффект) и, таким образом, в какой-то мере погасить (уменьшить) его положительный заряд; при этом сама алкильная группа становится в какой-то степени положительно заряженной. Это распределение заряда стабилизует карбкатион, поэтому устойчивость их повышается в направлении от метильного к третичному карбкатиону. Н Н R R | | H – C+ RC+ RC+ RC+ | | H H H R УСТОЙЧИВОСТЬ КАРБКАТИОНОВ

ДРУГОЙ ПРИМЕР: СН 3 – СН 2 – СН 2 и СН 2 = СН – СН пропил-катион аллил-катион Какой катион устойчивее? В аллил-катионе за счет мезомерного эффекта (сдвиг π-электронов) делокализация положительного заряда выше: его можно представить в виде двух мезомерных структур: СН 2 = СН – СН 2 СН 2 – СН = СН

1. Свободнорадикальные реагенты (радикалы). 2. Электрофильные реагенты (электрофилы). 3. Нуклеофильные реагенты (нуклеофилы). Радикалы – атомы или группы, имеющие нечетный (неспаренный) электрон.

Электрофилы – частицы, обладающие повышенным сродством к электрону или отрицательно заряженным центрам. Они делятся на сильные и слабые: Сильные электрофилы: протон (Н + ), ионы металлов (Мn + ), частицы, имеющие вакантные орбитали (кислоты Льюиса: AlCl 3, FeCl 3, BF 3, SbCl 5 и т.д.), молекулы кислородных кислот с высокой степенью окисления центрального атома (H 2 SO 4, HNO 3 ). Слабые электрофилы: молекулы, относительно невысокое сродство которых к электрону может быть повышено в результате их комплексообразования с сильными электрофилами (AlCl 3, FeCl 3, BF 3, Н +, Мn + ), хлорангидриды кислот (СН 3 СOCl), галогенпроизводные углеводородов (C 2 H 5 I, C 3 H 7 Br), алкены. ЭЛЕКТРОФИЛЬНЫЕ РЕАГЕНТЫ

Нуклеофилы – частицы, имеющие центры с повышенной электронной плотностью. Сильные нуклеофилы: анионы с высоким сродством к протону, т.е. анионы слабых кислот (СH 3 O –, OH –, C 6 H 5 O –, NH 2 –, H –, HS –, HCO 3 –, CH 3 COO – ) и молекулы, содержащие атомы с неподеленной электронной парой NH 3, RNH 2, R 2 NH, R 3 N, H 2 O, ROH, ROR Слабые нуклеофилы: анионы более или менее сильных кислот (Cl –, Br –, I –, HSO 4 –, CNS –, H 2 PO 4 – ), молекулы с гетероатомом, неподеленные электронные пары которого участвуют в сопряжении с соседними молекулами π-орбиталями (C 6 H 5 OH – фенол, C 6 H 5 NH 2 – анилин, C 6 H 5 NHC 6 H 5 – дифениламин), а также катио- ны с неподеленными электронными парами(Н 3 О +, ROH 2 + и др.) НУКЛЕОФИЛЬНЫЕ РЕАГЕНТЫ ˙˙

ПРИМЕЧАНИЕ: Электрофил – акцептор электронной пары (кислота Льюиса) Нуклеофил – донор электронной пары (основание Льюиса) Все основания представляют собой нуклеофилы, хотя сильные основания могут и не быть хорошими нуклеофилами. НУКЛЕОФИЛЬНОСТЬ = f (ОСНОВНОСТЬ,ПОЛЯРИЗУЕМОСТЬ) НУКЛЕОФИЛЬНЫЕ РЕАГЕНТЫ

ОСНОВНОСТЬ – сродство к протону. НУКЛЕОФИЛЬНОСТЬ – способность образовывать связи с электрофильным атомом углерода. Термины «нуклеофил» и «основание» могут быть использованы для описания одних и тех же частиц, но участвующих в разных реакциях: δ+δ– HOֿ + H 3 C – Br HO – CH 3 + :Brֿ (I) δ+ δ– _ НОֿ + H – O – CH 3 H – O – H + :OCH 3 (II) В первой реакции гидроксид-ион-нуклеофил; во второй – основание. Все нуклеофилы являются и основаниями, хотя они могут и не быть хорошими основаниями, т.е. частицами, легко присоединяющими протоны. НУКЛЕОФИЛЬНОСТЬ И ОСНОВНОСТЬ

ОСНОВНОСТЬ – сродство к протону. НУКЛЕОФИЛЬНОСТЬ – способность образовывать связи с электрофильным атомом углерода. Термины «нуклеофил» и «основание» могут быть использованы для описания одних и тех же частиц, но участвующих в разных реакциях: HO + H 3 C– Br HO–CH 3 + :Br (I) δ–δ– δ+δ+ НО + H – O– CH 3 H– O–H + :OCH 3 (II) δ–δ– δ+δ+ В первой реакции гидроксид-ион -нуклеофил; во второй – основание. Все нуклеофилы являются основаниями, хотя они могут и не быть хорошими основаниями, т.е. частицами, легко присоединяющими протоны.

O – CH 3 – C < HO – < CH 3 O – ; F – < Cl – < Br – < I– O Нуклеофильность частиц зависит от электронной плотности на атакующем атоме (основности) и от поляризуемости электронов. нуклеофильность = f (основность,поляризуемость) Если атакующий атом один и тот же, то нуклеофильность аниона коррелирует с его основностью; если нуклеофильные центры разные – с поляризуемостью: НУКЛЕОФИЛЬНОСТЬ И ОСНОВНОСТЬ

ОСНОВНОСТЬ СH 3 – С – O – < HO – < CH 3 O – || O НУКЛЕОФИЛЬНОСТЬ ОСНОВНОСТЬ F – < Cl – < Br – < I – НУКЛЕОФИЛЬНОСТЬ

End ПОСТУЛАТ ХЭММОНДА ЗЛЕКТРОФИЛЫ И НУКЛЕОФИЛЫ (+,-) I -ЭФФЕКТ; (+,-) М -ЭФФЕКТ НУКЛЕОФИЛЬНОСТЬ И ОСНОВНОСТЬ

КЛАССИФИКАЦИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ 1. Классификация по результатам: Реакции замещения: CH 4 + Br 2 CH 3 Br + HBr Реакции присоединения: CH 2 = CH 2 + Br 2 BrCH 2 – CH 2 Br Реакции отщепления: H 2 SO 4 CH 2 – CH 2 CH 2 = CH 2 + H 2 O | H OH

КЛАССИФИКАЦИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ 2. Классификация реакций по их механизму: В этом случае ориентируются на способ разрыва ковалентной связи. Этих способов два: 2.1.Гомологический (радикальный) разрыв ковалентной связи: А : В А + В радикалы Из схемы видно, что при этом способе связывающая электронная пара делится пополам между партнерами связи. 2.2.Гетероциклический (ионный) разрыв ковалентной связи: А : В А + + (:В) – ионы При гетероциклическом взрыве связующая электронная пара целиком отходит к одному из партнеров, который приобретает отрицательный заряд (-1).