1

Висока техничка школа струковних студија

у Новом Саду

др Саша Спаић, дипл. хем.

ОРГАНСКА ХЕМИЈА

Нови Сад, 2017.

2

ОРГАНСКА ХЕМИЈА – УВОД

До сада су разматране углавном опште законитости које се односе на супстанце:

грађа атома, типови хемијске везе, агрегатна стања, брзина хемијске реакције, хемијска

равнотежа. Овај део хемије назива се општа хемија. Такође су проучаване основне

класе неорганских једињења (оксиди, киселине, базе и соли). Раније је већ речено да се

део хемије који се бави проучавањем хемијских елемената и њихових једињења назива

неорганска хемија.

Хемијски елемент угљеник (C) гради више једињења од свих осталих елемената

заједно и зато се његова једињења проучавају у посебној грани хемије која се назива

органска хемија (изузеци су H2CO3, HCN и њихове соли – ова једињења се проучавају у

неорганској хемији). Значи, органска хемија је хемија угљеникових једињења. Сам назив је данас мало збуњујући, али он је настао у 19. веку када се мислило да органска

једињења могу да производе само живи организми. Данас знамо да то није тачно и да за настајање органских једињења важе исте законитости као и за настајање неорганских

једињења. Поред угљеника у органским једињењима скоро увек је присутан и водоник (H),

а могу бити присутни један или више следећих елемената: кисеоник (O), азот (N), сум-пор (S), фосфор (P), халогени елементи (флуор - F, хлор - Cl, бром - Br, јод - I).

Када из хемијских елемената, или што је много чешће из једноставних молекула,

добијамо сложене молекуле таква хемијска реакција се назива синтеза. Неке органске

супстанце се налазе у природи (биљке, животиње) одакле се могу издвојити различи-

тим методама, али се данас већина потребних органских супстанци прави синтезом у

лабораторијама (или индустријским постројењима).

Супротна реакција од синтезе је анализа, која подразумева разлагање сложени-

јих молекула на једноставније. Често се реакција анализе изводила да би се доказао

састав сложеног молекула – разоримо га на једноставније молекуле које онда лако

можемо хемијским путем доказати. Како видимо данас реч анализа има двојно значење:

реакција разлагања али и поступак доказивања састава супстанци.

Састав супстанце се доказује квалитативном анализом (чега има – који су еле-

менти присутни у молекулу) и квантитативном анализом (колико чега има – каква је

молекулска формула једињења). Одређивање квалитативног састава једињења назива се квалитативна елемен-

тарна анализа. Доказивање присуства појединих елемената у органском једињењу може се извести релативно једноставним лабораторијским тестовима. Угљеник се може

доказати једноставним загревањем органског једињења на грејној површини шпорета. Органске супстанце (кафа, шећер, хлеб, месо) ће се загревањем угљенисати јер садрже

угљеник, за разлику од, нпр. натријум-хлорида који то не може да уради јер не садржи угљеник. Ово је био пример термичког угљенисања, а угљенисање може да се изведе и

хемијским путем са јаким дехидратационим средствима као што је концентрована

H2SO4, која из супстанци одузима водоник и кисеоник у виду воде, при чему заостаје

угљеник.

Доказивање присуства угљеника и водоника може се извести спаљивањем ор-

ганског узорка. При довољној количини кисеоника сагоревањем органског молекула

угљеник прелази у CO2, а водоник у H2O. Увођењем насталог CO2 у бистар раствор

кречне воде (Ca(OH)2) пада бели талог CaCO3 што је доказ за угљеник:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3� + H2O

3

Ако се изнад узорка који гори постави чист и сув левак он ће се замаглити јер се

вода која настаје сагоревањем кондензује на његовој површини. Ово је доказ за

водоник.

Азот у органском једињењу се може доказати загревањем са натрон кречом

(смеса NaOH и CaO) при чему настаје гасовити амонијак (NH3) који се лако распозна по

мирису и који у контакту са црвеним лакмусом мења његову боју у плаву.

Сумпора има доста у коси, ноктима, вуни, папцима, јер је заступљен у протеини-

ма који граде ове материјале. Доказује се тако што се узорак раствори у концентрованој

HNO3 при чему се сумпор оксидује до сулфатног јона, који се може доказати реакцијом

са раствором баријум-хлорида (BaCl2) у којој настаје бели талог баријум-сулфата

(BaSO4):

SO42-

+ BaCl2 → BaSO4� + 2Cl-

Фосфора има у костима, зубима, млеку. Растварањем узорка у концентрованој азотној киселини фосфор прелази у раствор у облику фосфатног јона (PO4

3-) који

реакцијом са амонијум-молибдатом ((NH4)2MoO4) даје жути талог сложеног састава који је доказ за присуство фосфора.

Халогени елементи се доказују Балштајновом пробом која се изводи на следећи начин. Бакрена жица се одгори у пламену гасног пламеника док не престане да боји

пламен, затим се урони у органско једињење па се врати у пламен. Ако се пламен обоји

зелено халоген је присутан у испитиваном органском једињењу. Хемизам ове пробе се

састоји у следећем: загревањем бакра он реагује са кисеоником из ваздуха градећи црни

бакар(II)-оксид (CuO); када бакрену жицу, која је сад превучена слојем CuO умочимо у органско једињење и вратимо у пламен угљеник и водоник ће реаговати са кисеоником

из CuO прелазећи у CO2 и H2O, а халогени елемент ће са бакром да гради испарљиве халогениде бакра CuX и CuX2. Ови халогениди испаравају са површине жице у пламен

где се распадају на атоме Cu и X. Услед топлoте пламена електрон из валентне љуске бакра прескаче у виши електронски ниво (побуђено стање) у коме остаје кратко, а

приликом враћања у нормално стање он враћа примљену енергију у облику светлости зелене боје (принцип ватромета).

2Cu + O2 → 2CuO

CaHbXc + CuO → CuX� + CuX2� + CO2 + H2O

Када се одреди квалитативни састав једињења приступа се одређивању количине

појединих елемената у молекулу (квантитативна елементарна аанализа) на основу чега

се помоћу експериментално одређене молекулске масе може израчунати молекулска

формула једињења.

Услед великог броја органских једињења може се десити да више различитих

једињења има исту молекулску формулу – ова појава се назива изомерија. Због тога код

органских једињења није довољно да познајемо само бруто молекулску формулу једи-

њења (врста и број атома присутних у молекулу) већ морамо знати и структурну

формулу (који атоми у молекулу су међусобно везани и којим типовима веза).

Данас се структурна формула органских једињења ретко доказује хемијским

путем (реакцијама анализе), а много чешће се то ради помоћу инструменталних метода

код којих се молекул подвргне дејству одређеног електромагнетног зрачења услед чега

настаје одговарајући сигнал, на основу кога се изводе закључци о структури молекула.

Од инструменталних метода за ову сврху највише се користе:

4

1. рендгеноструктурна анализа монокристала или кристалног праха супстанце –

даје тачан распоред атома у молекулу;

2. нуклеарна магнетна резонанца – види се тачно који су угљеници међусобно

повезани и колико се на сваком од њих налази водоника;

3. инфрацрвена спектроскопија – детектује врсте функционалних група у

молекулу,

4. ултраљубичаста спектроскопија – даје врсту и распоред незасићених веза у

молекулима који их поседују у већем броју;

5. масена спектрометрија – веома тачно може да одреди молекулске масе

супстанце.

Графички приказ сигнала који настају интеракцијом одговарајућег електромаг-

нетног зрачења са супстанцом назива се спектар те супстанце (инфрацрвени, ултраљу-

бичасти,...) и он је карактеристичан за одређену супстанцу, попут тачке кључања, тачке

топљења, растворљивости у неком растварачу, боје, мириса и сл.

11.. ХЕМИЈСКА ВЕЗА КОД ОРГАНСКИХ ЈЕДИЊЕЊА

Хемијска веза је привлачна сила која држи на окупу везане атоме. Дужина хемијске везе представља растојање између центара везаних атома. Што је веза краћа

атоми су чвршће везани, тј. веза је јача. У органским молекулима углавном је заступљена ковалентна веза јер за угље-

ников атом није енергетски повољно формирање јонске везе. Да би формирао јонске

везе атом угљеника би требало или да отпусти четири електрона и пређе у C4+

–јон (који

има електронску конфигурацију хелијума) или да прими четири електрона и пређе у

C4−

–јон (електронска конфигурација неона), што је енергетски веом захтевно.

Раније је већ објашњено да ковалентна веза може настати тако што два атома

удруже по један електрон у заједнички електронски пар (овај начин настајања ковален-

тне везе назива се колигација) или тако што један атом даје електронски пар за везу, а

други атом не даје ништа већ прихвата понуђене електроне који постају заједнички

(овај начин настајања ковалентне везе назива се координација).

Често се у органској хемији валентни електрони представљају тачкицама. Као

што је раније наведено, симбол елемента на коме се налазе тачкице представља атом

(или јон) тог елемента при чему сам симбол представља атомско језгро и све електроне

из унутрашњих љуски, а тачкице представљају електроне из валентне (спољне) љуске атома. Ковалентну везу чине два електрона (две тачкице) и она се представља цртицом

између везаних атома. Ако се цртица не налази између два атома већ на једном атому онда представља слободан електронски пар (може се представљати и са две тачкице –

како је кад згодније). Електронска конфигурација атома угљеника је 1s22s22px

12py12pz

0. Како се наста-

јање ковалентних веза своди на спаривање неспарених електрона очекивали би да угљеник у једињењима буде двовалентан јер има два неспарена електрона и, према

томе, може да формира две везе спаривањем својa два електрона са два електрона неких

других атома.

Међутим, позната је чињеница да је угљеник у својим једињењима увек четво-

ровалентан. Ово се тумачи примањем енергије у току хемијске реакције при чему атом

угљеника прелази у побуђено (ексцитовано) стање услед преласка једног 2s електрона у

празну 2pz атомску орбиталу:

1s22s22px12py

12pz0 → 1s22s12px

12py12pz

1

5

На овај начин се може протумачити четворовалентност атома угљеника у једи-

њењима. Угљеник би три везе градио преклапањем својих p–орбитала са орбиталама

других атома, а четврту везу преклапањем своје s–орбитале са орбиталом неког другог

атома. px, py И pz-атомске орбитале су по свему међусобно једнаке, осим по оријен-

тацији у простору, али се од s–орбитала разликују и по типу и по величини и по

енергији. Очекивали би да у једињењима угљеника (нпр., метан – CH4) три везе настале

из p–орбитала буду једнаких дужина и енергија, а да се четврта (настала преко s–

орбитале) разликује од њих и по дужини и по енергији. Поново је стварна ситуација

различита од очекивања, мерења показују да су четири C-H везе у метану исте дужине

и енергије. Објашњење следи у наредним пасусима.

Наиме, из ексцитованог стања атом угљеника прелази у енергијом богатије

валенционо стање – током овог прелаза валентне атомске орбитале (АО) се међусобно комбинују (мешају) дајући исти број хибридних (комбинованих) атомских орбитала

(ХО) које су у односу на полазне другачијег облика (изгледа) и правца простирања (међусобно заклапају различит угао у односу на полазне орбитале). Ова појава се

назива хибридизација (сличност са укрштањем различитих сорти исте биљке при чему се добије хибридна сорта те биљка са новим карактеристикама).

Не морају све валентне орбитале C-атома да уђу у хибридизацију, неке могу да остану и нехибридизоване (оригиналне) и због тога постоје три врсте хибридизације C-

атома.

Тетраедарска хибридизација (sp3). Ако се хибридизују 2s, 2px, 2py и 2pz-

атомске орбитале угљеника настаће четири једнаке хибридне орбитале које се

означавају као sp3-хибридне орбитале (читај: ес-пе-три). Оне ће имати ¼ карактера s-

орбитале и ¾ карактера p-орбитале и личиће на p-орбиталу код које је један режањ

просторно много већи од другог дела. Пошто се налазе на истом C-атому, а у њима се

налази по један електрон, међусобно ће се одбијати покушавајући да заузму такав

положај у простору да буду максимално удаљене. Геометријски је условљено да тај

положај буде такав да све узајамно заклапају угао од 109°28'. Ово практично значи да

ће оне бити усмерене према угловима правилног тетраедра (четворострана пирамида

чије су странице једнакостранични троуглови), слика 20. Овај тип хибридизације

заступљен је код угљеникових једињења са једноструким везама (засићена угљеникова

једињења). Преклапање ових орбитала са орбиталама других атома дешава се дуж осе која пролази кроз језгро C-атома и оба режња ове орбитале, то је чеоно (аксијално)

преклапање, а настала веза је σ-типа. Тетраедарски распоред орбитала има за последицу тетраедарски распоред веза на sp3-хибридизованом C-атому.

Тригонална хибридизација (sp2). Када у хибридизацију улазе 2s, 2px и 2py

орбитале C-атома настају три једнаке sp2-хибридне орбитале, а 2pz-атомска орбитала

остаје у оригиналном облику (слика 20). Настале sp2-орбитале имају 1/3 s-карактера и

2/3 p-карактера и личе на p-орбитале код којих је један режањ знатно већи од другог.

Услед узајамног одбијања sp2-орбитале се смештају у исту раван међусобно заклапа-

јући угао од 120°, а нехибридизована pz-орбитала простире се једним режњем изнад, а

другим испод те равни (слика 21). Ова хибридизација карактеристична је за незасићена

једињења са двоструким везама (C=C, C=O, C=N). Приликом настајања везе ове

орбитале са преклапају са орбиталама других атома чеоно, градећи при том σ-везе, а

након настанка σ-везе нехибридизована p-орбитала са овог и суседног атома се

преклапају бочно (латерално) градећи π-везу (слика 22). Приметити да σ-веза увек чини

основу за формирање π-везе. Услед геометрије sp2-хибридних орбитала једињења која

садрже тригонални угљеников атом су планарна (пљосната, равна).

6

Слика 20: Типови хибридизације угљениковог атома

Слика 21: Распоред орбитала на sp2-хибридизованом угљениковом атому

7

Слика 22: Начини грађења веза sp2-хибридизованог угљениковог атома на примеру молекула

етена (C2H4)

Дигонална хибридизација (sp). У хибридизацију улазе 2s и 2px-атомске орбитале

градећи две једнаке хибридне sp-орбитале које се простиру дуж x-осе и међусобно зау-зимају угао од 180°. Ван хибридизације остају py и pz-атомске орбитале (слике 20 и 23).

Добијене sp-орбитале имају 1/2 s-карактера и 1/2 p-карактера и изгледају као p-орбитале код којих је један режањ много већи од другог. Ова хибридизација карактеристична је за

незасићена једињења са троструким везама (C≡C и C≡N). Приликом грађења везе sp-орбитале се чеоно преклапају са другим орбиталама градећи σ-везе. Бочним прекла-

пањем py-орбитала настаје πy-веза у y–равни, а преклапањем pz-орбитала настаје πz-веза у

z–равни. Једињења са sp-хибридизованим C-атомом су линеарна (слика 24).

Слика 23: Распоред p-орбитала у односу на sp-хибридизоване орбитале

Слика 24: Начини грађења π- и σ-веза sp-хибридизованог угљениковог атома на примеру молекула етина (C2H2)

У табели 9 приказане су енергије и дужине једноструких, двоструких и тростру-ких угљеник-угљеник веза.

Табела 9: Енергија и дужина једноструких, двоструких и троструких угљеник-угљеник

веза

Врста везе Енергија везе / kJmol-1

Дужина везе / nm

C−C 345,8 0,154

C=C 610,8 0,134

C≡C 835,6 0,120

8

Види се да су вишеструке везе краће, а самим тим и јаче од једноструких C−C

веза. Међутим, пошто су π-везе слабије од σ-веза двострука C=C веза није дупло јача од

једноструке C−C везе. Аналогним резоновањем може се закључити да трострука C≡C

веза није троструко јача од једноструке C−C везе.

На слици 25 приказано је настајање σ- и π-веза.

Слика 25: Примери грађења σ-веза (А, Б, В, Г и Д) и π-везе (Ђ):

А) преклапање 1s атомских орбитала атома водоника при изградњи молекула H2; Б) преклапање 1s H-атома са 2p F-атома при настајању HF; В) преклапање 2p F-атома са 2p F-атома при

настајању F2; Г) изглед молекулске орбитале (σ-везе) молекула F2; Д) преклапање 2p F-атома са 3p Cl-атома при настајању FCl; Ђ) настајање π-везе бочним (латералним) преклапањем 2p-

атомских орбитала

За угљеник су карактеристичне sp3, sp

2 и sp-хибридизација, али код других еле-

мената се могу јавити и друге врсте хибридизације услед учешћа другог броја и врсте

полазних атомских орбитала. Ове различите хибридизације се користе за објашњење

структуре и особина координационих једињења.

Органска ковалентна једињења се по својим физичким и хемијским особинама

разликују од јонских једињења. Испарљива су, углавном су нерастворна или су мало

растворна у води, а растворна у угљоводоницима и другим ковалентним растварачима.

Реактивност им је врло различита и условљена је врстом присутних атома и веза у молекулу. До сада смо причали само о грађењу хемијских веза. Међутим, у току хемиј-

ске реакције старе хемијске везе пуцају (раскидају се) да би се могле формирати нове везе. Ковалентне везе се могу раскидати на два начина: хомолитички и хетеролитички.

При хомолитичком раскидању (хомолизи), веза A−B се симетрично отвара (раскида), при чему оба атома везе остају са по једним електроном заједничког елек-

тронског пара, услед чега настају две неутралне атомске (молекулске) врсте са по јед-ним неспареним електроном. Ове честице са неспареним електроном су слободни ато-

ми, ако A и B представљају атоме, или су то слободни радикали, ако A и B представ-

љају групе атома:

При хетеролитичком раскидању (хетеролизи), веза A−B се несиметрично

раскида па оба електрона заједничког везивног електронског пара прелазе на један

атом, који услед тога постаје негативно наелектрисан (анјон), а други атом те везе

остаје са мањком електрона услед чега се претвара у катјон:

A B A B+

H Cl H Cl+

H3C CH3 H3C CH3+

9

Позитивни јони имају у имену суфикс –онијум , зато се катјон брома зове

бромонијум јон (анјон брома се зове бромидни јон).

Хомолитичко раскидање веза врши се при слободнорадикалским (радикалским,

неполарним) реакцијама, а хетеролитичко раскидање веза при јонским (поларним, хетеролитичким) процесима – реакцијама.

22.. ИЗОМЕРИЈА

Већ је споменуто да због велике способности везивања угљениковог атома

највећи број познатих једињења представља органска једињења. Због тако великог

броја једињења може се десити да већи број једињења има исту молекулску формулу, а

да се разликују по структурној формули. Ова појава се назива изомерија. Постоји више

врста изомерије јер она може бити изазвана различитим разлозима (слика 26).

Конституциона (структурна) изомерија. Атоми су у молекулу различито уза-

јамно повезани (различит редослед везивања атома). Пример за ову врсту изомерије су

етанол (CH3CH2OH) и диметилетар (CH3OCH3). Њихове структурне формуле су разли-чите иако им је молекулска (бруто) формула иста (C2H6O).

Просторна изомерија (стереоизомерија). Ова врста изомерије има две подврсте: оптичка изомерија (енантиомерија) и диастереоизомерија. Код стереоизомерије је

редослед везивања атома у изомерима исти, али је њихова оријентација у простору различита.

Оптичка изомерија (енантиомерија) јавља се код тетраедарског угљеника који на свакој од четири везе има везан различит атом (атомску групу). Ови изомери на први

поглед изгледају идентично, али се заправо понашају као предмет и његов лик у огле-

далу (као наша десна и лева шака узајамно) и стога се померањем не могу довести до

преклапања идентичних делова, па у целини гледано нису идентични. Већина физичко-

хемијских особина енантиомера су идентичне али се разликују по интеракцији са пола-

ризованом светлошћу и по биолошким особинама (нпр., један енантиомер пеницилина

је антибиотик , а други уопште није биолошки активан).

Све врсте стереоизомерије које не спадају у енантиомерију називају се диас-

тереоизомеријом. Диастереоизомерија има своје подтипове. Једна врста диастереоизо-

мерије је cis-trans изомерија (геометријска изомерија), карактеристична за једињења

са двоструком C=C везом. Две групе везане на суседне C-атоме који граде двоструку

везу могу бити са исте стране двоструке везе (cis-изомер) или са супротних страна дво-

струке везе (trans-изомер). Двострука веза је крута – не постоји могућност ротације

једног атома двоструке везе у односу на други, а да при том не дође до пуцања π-везе (настале бочним преклапањем атомских орбитала). Геометријски изомери се узајамно

разликују по својим физичко-хемијским особинама.

Друга врста диастереоизомерије назива се конформациона изомерија. Код

засићених молекула око сваке једноструке везе може доћи до ротације једног дела

молекула у односу на други, то се назива слободна ротација. Услед слободне ротације

сваки молекул може да заузима бесконачан број положаја, а самим тим и облика у про-

стору. Сваки од тих облика назива се конформација. Неке конформације су енергетски

повољније од других па су чешће заступљене (тј., већи број молекула се налази у

њима). На собној температури молекули, због поседовања довољно енергије, лако

A B A B+

H Cl H Cl+

+Br Br Br Br

10

прелазе из једне конформације (конформера) у другу па ово није изомерија у правом

смислу те речи. Међутим, снижавањем температуре претварање једног конформера у

други постаје отежано.

Слика 26: Врсте изомерије код органских једињења

33.. КЛАСИФИКАЦИЈА ОРГАНСКИХ ЈЕДИЊЕЊА

Видели смо да постоје четири основне класе неорганских једињења. Број класа

органских једињења много је већи. Оно што је заједничко за одређену класу органских

једињења је да једињења која јој припадају поседују исту функционалну групу.

Функционална група је центар реактивности молекула. То је, наиме, део молекула који се састоји од групе атома који су везани на одређени начин, условљавајући тиме

карактеристичну реактивност. Одређени број класа органских једињења изграђен је искључиво од угљеника и

водоника па се таква једињења називају заједничким именом угљоводоници. На слици 27 дата је класификација угљоводоника.

Слика 27: Класификација угљоводоника

ИЗОМЕРИ

КОНСТИТУЦИОНИ (СТРУКТУРНИ) ИЗОМЕРИ

нпр. CH3CH2OH и CH3OCH3

ПРОСТОРНИ ИЗОМЕРИ (СТЕРЕОИЗОМЕРИ)

ОПТИЧКИ ИЗОМЕРИ (ЕНАНТИОМЕРИ)ДИАСТЕРЕОИЗОМЕРИ

КОНФОРМАЦИОНИ ИЗОМЕРИ

ГЕОМЕТРИЈСКИ (cis-trans) ИЗОМЕРИ

cis-2-бутен trans-2-бутен

еклипснаконформација етана

степеничастаконформација етана

H

H H

H

H H H

H H

H

HH

CH3

H

H3C

H

H

H

H3C

CH3

H F

BrCl

HF

BrCl

УГЉОВОДОНИЦИ

АЦИКЛИЧНИ(отвореног низа С-атома)

ЦИКЛИЧНИ(формирају прстен С-атома)

ЗАСИЋЕНИ ЗАСИЋЕНИНЕЗАСИЋЕНИ НЕЗАСИЋЕНИ

АЛКАНИАЛКЕНИАЛКИНИ ЦИКЛОАЛКАНИ

ЦИКЛОАЛКЕНИЦИКЛОАЛКИНИ

АРОМАТИЧНИУГЉОВОДОНИЦИ

11

Табела 10: Најважније функционалне групе и класе органских једињења

Функционална група

формула назив Класа једињења

Општа формула

класе једињења

−F, −Cl, −Br Халогени Халогени

деривати R−X

−OH Хидроксилна Алкохоли и

феноли

R−OH

Ar−OH

−OR’ Алкоксидна Етри R−O−R’

>C=O Карбонилна Алдехиди

Кетони

Карбоксилна

Карбоксилне

киселине

Естарска Естри

−NH2, >NH, >N− Амино Амини R−NH2, R2NH, R3N

−NO2 Нитро Нитроједињења R−NO2

−C≡N Нитрилна Нитрили R−C≡N

−SH Тиолна

(меркапто)

Тиоли

(меркаптани) R−SH

−S− Сулфидна Органски

сулфиди R−S−R

−SO3H Сулфо Сулфокиселина R−SO3H

Сва остала сложенија органска једињења могу се формално извести из угљоводоника заменом атома водоника са неким другим атомом или атомском групом.

Свако органско једињење може се приказати општом формулом типа:

R−функционална група

R У овим формулама представља угљоводонични део молекула који се назива

угљоводонични остатак и који је везан за функционалну групу која одређује припад-

ност одређеној класи једињења и самим тим врсту реактивности. У табели 10 приказане

су најважније класе органских једињења са припадајућим функционалним групама.

Када пишемо једначине органских реакција често не вршимо изједначавање леве

и десне стране једначине, јер ове реакције, за разлику од неорганских, често не иду

квантитативно и дају компликоване смесе производа. Зато уместо изједначавања

реакције само пишемо реактанте и главне производе реакције.

44.. АЛКАНИ

Прва и најједноставнија класа органских једињења су алкани. То су засићени

угљоводоници који садрже само једноструке C−C и C−H везе. То је једина класа

органских једињења која не садржи функционалну групу, што је, како ћемо касније

видети, узрок њихове мале хемијске реактивности. Представник алкана је први и

12

најједноставнији члан ове класе – метан (CH4). Сви алкани имају тетраедарске (sp3-

хибридизоване) C-атоме. Свака од четири sp3-хибридне орбитале метанског угљеника

је преклопљена са по једном s-орбиталом H-атома чинећи C−H везу (σ-веза).

Слика 28: Дводимензионални (а) и тродимензионални (б) приказ молекула метана

Слика 28 (а) представља дводимензионални приказ метана, у коме видимо како

су атоми међусобно повезани али не видимо како молекул изгледа у простору. Део хемије који се бави просторним (тродимензионалним) изгледом молекула и простор-

ним разматрањем дешавања у току хемијске реакције назива се стереохемија. На слици 28 (б) приказана је пројекциона формула (клинаста структурна формула) молекула

метана која покушава да нам дочара просторност молекула. Узајамни распоред свих

C−H веза метана је, као што је познато, под углом од 109°28'. C−H Везе приказане

пуном линијом налазе се у равни папира. C−H Веза приказана испрекиданом линијом

простире се иза равни папира, а преостала веза приказана црно, клинасто простире се

из равни папира ка посматрачу.

Алкан са два C-атома зове се етан, његова молекулска формула је C2H6, као што

видимо он има једну –CH2− групу (метиленска или метилиден-група) више од метана.

Сваки наредни члан ове класе једињења имаће у односу на претходни једну –CH2−

групу више. Молекули поредани на овакав начин називају се хомолози, а одговарајући

низ ових једињења пореданих по порасту броја C-атома назива се хомологни низ.

Општа формула алкана је CnH2n+2 (n представља број C-атома), па би алкан са 15 C-

атома имао формулу C15H2·15+2 = C15H32. У формули CnH2n+2, део CnH2n говори да имамо

толико –CH2− група колико имамо C-атома у молекулу, а на овај члан додајемо још 2H-атома јер се на крајевима низа –CH2− група са сваке стране налази по један водоник.

Када молекул алкана било којим путем изгуби један или више водоника добије се угљоводонични остатак са једном или више слободних валенци. У случају метана

једновалентни органски остатак се зове метил (−CH3), двовалентни се зове метилиден или тривијално метилен (=CH2), а тровалентни метилидин (≡CH). Генерално говорећи

једновалентни остаци алкана се називају алкил-групе. У табели 11 приказано је првих петнаест чланова хомологног низа алкана и из њих изведених алкил-остатака (−R).

Пример како се изводе алкил-остаци:

метан CH4 или H−CH3, а метил-остатак је −CH3;

етан C2H6 или H−CH2CH3, а етил-остатак је −CH2CH3 или −C2H5.

H

CH H

H

H

CH H

Hа б

13

Табела 11: Хомологни низ првих петнаест алкана са припадајућим алкил-остацима

АЛКАН (CnH2n+2) АЛКИЛ-ОСТАТАК (−R)

n Име Формула Име Формула

1 метан CH4 метил −CH3

2 етан C2H6 етил −C2H5

3 пропан C3H8 пропил −C3H7

4 бутан C4H10 бутил −C4H9

5 пентан C5H12 пентил −C5H11

6 хексан C6H14 хексил −C6H13

7 хептан C7H16 хептил −C7H15

8 октан C8H18 октил −C8H17

9 нонан C9H20 нонил −C9H19

10 декан C10H22 децил −C10H21

11 ундекан C11H24 ундецил −C11H23

12 додекан C12H26 додецил −C12H25

13 тридекан C13H28 тридецил −C13H27

14 тетрадекан C14H30 тетрадецил −C14H29

15 пентадекан C15H32 пентадецил −C15H31

Приметити да се имена свих алкана завршавају наставком (суфиксом) –ан, а

имена њихових алкил-остатака се изводе тако што се из имена алкана уклони наставак

–ан и дода наставак –ил.

44..11.. НОМЕНКЛАТУРА АЛКАНА

Проблем именовања органских једињења присутан је у органској хемији од

њених почетака, јер није било систематског приступа. Нека једињења добила су имена

по проналазачима или граду у коме су први пут синтетисана или према месту налажења

у природи (мравља киселина). Многа од ових уобичајених (тривијалних) имена још су у употреби. Међутим, данас постоји прецизан систем именовања алкана који је основа за

именовање и свих осталих класа органских једињења. Систематска номенклатура,

којом се именом једињења описује његова структура, први пут је уведена 1892. године

на конгресу хемичара у Женеви. Од тада се стално ревидира од стране Уније за чисту и

примењену хемију (IUPAC – International Union of Pure and Applied Chemistry). Имена

првих петнаест алкана нормалног низа дата су у табели 11. Основе имена алкана су

углавном од речи грчког или латинског порекла које означавају број угљеникових

атома у низу (нумерички префикс), а на ову основу се додаје наставак –ан. Прва четири

алкана имају посебна имена прихваћена као део IUPAC–овог система, али се и она

завршавају на –ан.

Ако имамо алкан нормалног низа већ имамо довољно знања да му дамо име, али

ако дође до рачвања на низу требаће нам додатна правила за именовање. Пример је

алкан формуле C5H12, који би ми назвали пентаном, али постоје заправо три различита

алкана са том молекулском формулом (конституциони – структурни изомери), од којих је први нормалног низа, а остала двојица су рачвасти:

14

Треба приметити да је испод сваког од приказаних молекула дат и приказ без

симбола елемената да би структура била „једноставнија“. На овим структурама сваки

крај линије или прелом на истој представља C-атом, а H-атома на тим угљеницима има

толико да би се задовољила четворовалентност C-атома: три на крају линије, два на

прелому две линије, један на прелому три линије и ниједан на пресеку четири линије

(везе).

У примерима који су наведени треба применити IUPAC–правила номенклатуре

алкана:

1. Основу имена алкана чини нумерички префикс на који се додаје наставак –ан.

2. Тражи се најдужи низ C-атома (који ће да одређује нумерички префикс). Ако

у молекулу има више низова исте дужине бира се онај који на себи има везан

највећи број једноставних атомских група (супституената). 3. Низ се нумерише са оног краја који је ближи гранању (рачвању) да би

супституенти добили најмање могуће бројеве. 4. У имену се положај супституента означава бројем C-атома основног низа на

коме се налази. 5. Име супституента се пише испред имена основног једињења.

6. Присуство већег броја истих супституената се означава префиксима ди-, три-, тетра-...

7. У имену се бројеви од речи одвајају цртицама, а између себе зарезима. Назив

последњег супституента у имену једињења не раздваја се цртицом од имена

основног алкана.

8. Супституенти се у имену једињења редају по абецеди, а префикси ди-, три-,

тетра- и сл. се при том поступку не узимају у обзир, већ основа имена

супституента на који се односе.

У складу са овим IUPAC–овим правилима именована су ниже наведена једињења:

Угљеникови атоми у органским молекулима могу бити примарни, секундарни,

терцијарни и кватернерни. Примарни угљеник је онај који је везан само за један

угљеников атом. Нпр., сви угљеникови атоми који се налазе на крајевима низова алкана

су примарни. Водоници везани за такве угљеникове атоме означавају се као примарни

водоникови атоми; алкил-групе настале уклањањем примарног водоника такође су

примарне. Секундарни угљеник везан је за друга два, а терцијарни за три угљеникова атома. Слично се означавају и њихови водоници. Уклањањем секундарног водоника

добија се секундарна алкил-група, а уклањањем терцијарног водоника добија се терцијарна алкил-група. Угљеник везан за четири алкил-групе је кватернерни.

Већ је споменуто, код поглавља о изомерији, да око простих σ-веза постоји слободна ротација једног дела молекула у односу на други. Услед слободне ротације

H3C

H2C

CH2

H2C

CH3 H3CCH

CH2

CH3

CH3

H3CC

CH3

CH3

CH3

678

11 1

1

22 2

2

3

3 3

3

44

45

5

пентан 2-метилбутан 2,2-диметилпропан 4-етил-2,2,7-триметилоктан

15

молекул може да заузима бесконачан број положаја у простору, а сваки од ових

положаја се назива конформација. Део хемије који се бави конформацијама молекула

назива се конформациона анализа. Међу конформацијама нарочито се издвајају она

која је најнестабилнија (највеће енергије) и она која је најстабилнија (најмање енер-

гије). На примеру етана биће приказане ове две конформације. Нестабилна се зове

еклипсна конформација и она је нестабилна зато што се C−H везе на суседним C−ато-

мима налазе у истим равнима па су просторно блиске и електрони у њима се међусобно

одбијају. Ако се један део молекула заротира око централне C−C везе за угао од 60°

еклипсна конформација прелази у столичасту која је најстабилнија јер су C−H везе на

суседним C−атомима удаљене максимално (колико геометрија допушта), слика 29.

Слика 29: Еклипсна и степеничаста конформација етана

44..22.. ФИЗИЧКЕ ОСОБИНЕ АЛКАНА

Алкани су неполарни молекули па се добро растварају у неполарним раствара-

чима. Међумолекулске силе које делују између молекула алкана су слабе Лондонове

привлачне силе. Са порастом молекулске масе расту им тачке топљења, тачке кључања и густине. Нормални алкани имају веће тачке топљења, тачке кључања и густине од

одговарајућих рачвастих изомера јер се због правилне структуре молекули могу боље приближити и привлачити. Алкани су безбојни. Прва четири члана су гасови, C5−C17 су

течности, а алкани са 18 и више C−атома су чврсте супстанце.

44..33.. ХЕМИЈСКЕ ОСОБИНЕ АЛКАНА

Алкани су једина класа органских једињења која нема функционалну групу и стога су веома нереактивни. На собној температури не реагују са концентрованом

H2SO4, нити концентрованом HNO3. Кисели раствор калијум-перманганата (KMnO4, јако оксидационо средство) на собној температури не делује на алкане. Ступају у реак-

ције само уколико је други учесник реакције веома реактиван. Подлежу реакцијама ха-

логеновања и горења (бурна оксидација), док у реакције постепене хемијске оксидације

(тиха оксидација), као што је већ речено, не ступају.

Халогеновање алкана (реакција радикалске супституције алкана). Када

алкан, нпр. метан, реагује са халогеним елементом, нпр. хлором, доћи ће до замене ато-

ма водоника у метану са атомом хлора, а други атом хлора ће са замењеним водоником

дати други производ ове реакције (HCl). Пошто у реакцији долази до замене једног

атома у молекулу са другим таква реакција се назива супституцијом што значи реакција

замене. Реакција се неће ту зауставити ако има довољно хлора већ ће се супституисати

један за другим атоми водоника на метану док метан не постане комплетно супститу-

исан хлором. Разлог оваквог понашања је велика реактивност халогена. Нису сви хало-гени у овој реакцији подједнако реактивни. Флуор је најреактивнији, он са алканима

реагује и на ниској температури у мраку. Хлору треба спољни подражај (иницијација) да би започео реакцију, а то је или повећана температура или ултраљубичасто зрачење.

У реакцијама се повећана температура означава великим грчким словом делта (∆).

H

H H

H

H H H

H H

H

HH60°

еклипсна конформација етана

степеничаста конформација етана

16

Електромагнетно зрачење се у реакцијама представља знаком hν према Планковој

једначини E = hν, која каже да је енергија електромагнетног зрачења (E) директно

пропорционална фреквенцији зрачења (ν), а константа пропорционалности је Планкова

константа (h). Да би дошло до бромовања обично је потребна и топлота и присуство

светлости, а до јодовања не може ни доћи због мале реактивности јода.

У претходним реакцијама види се ко са ким реагује и шта при томе настаје али

се не види како је текло кидање старих и формирање нових веза. Детаљан приказ фаза

неке реакције у којем се види како се везе кидају и формирају назива се механизам

реакције. Ниже је приказан механизам радикалске супституције алкана, а након приказа

је дат опис (тумачење) механизма.

Реакција се састоји од три фазе. Прва фаза назива се иницијација (започињање). У овој фази потребно је дејство зрачења (hν) или топлоте (∆) да би дошло до хомолитичког

цепања молекула хлора, при чему настају реактивни слободни атоми хлора. Наредна фаза назива се пропагација (продужавање реакције). У првој фази пропагације атом хлора

откида атом водоника са метана градећи молекул HCl при чему настаје слободни метил-радикал. Метил-радикал сада (друга фаза пропагације) напада нови молекул хлора,

одузима му један атом хлора градећи производ CH3Cl, а ослобађа се нови атом хлора. Слободни атоми и слободни радикали имају неспарене електроне и због тога су веома

реактивни. Видимо да се у свакој фази пропагације троши по једна честица са слободним

електроном и да при том настаје друга врста такве честице. Након друге фазе пропа-

гације циклус се понавља све док се не потроши сав метан или хлор, а резултат ових

понављања пропагационих фаза је одигравање реакције и нагомилавање производа. Када

се потроше реактанти, честице са неспареним електронима немају кога да нападају већ у

узајамним сударима граде ковалентне везе спаривањем својих неспарених електрона.

Ово је фаза терминације (завршавање реакције). Овај механизам генерално осликава

принцип одигравања радикалских реакција.

Сагоревање алкана (бурна оксидација). У присуству довољне количине кисе-

оника алкани сагоревају до угљендиоксида (CO2) и воде (H2O). Примери су: сагоревање

земног гаса (главни састојак метан); сагоревање течног нафтног гаса (главни састојци

CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl

CH3Cl + Cl2 CH2Cl2 + HCl

CH2Cl2 + Cl2 CHCl3 + HCl

CHCl3 + Cl2 CCl4 + HCl

hν

ИНИЦИЈАЦИЈА: Cl Cl 2 Clhν

ПРОПАГАЦИЈА: 1) CH4 + Cl CH3 + H Cl

2) + +Cl Cl CH3 H3C Cl Cl

ТЕРМИНАЦИЈА: ClCl Cl Cl+

Cl+CH3 H3C Cl

+CH3 H3C CH3CH3

17

пропан и бутан); сагоревање бензина у аутомобилским моторима и керозина у авион-

ским моторима, као и сагоревање парафина приликом горења белих свећа.

C3H8 + 5O2 → 3CO2� + 4H2O� + топлота (енергија)

C4H10 + 13/2O2 → 4CO2� + 5H2O� + топлота (енергија)

На крају поглавља о алканима треба рећи да постоје и циклични алкани

(циклоалкани) код којих међусобно повезани C-атоми формирају прстен. Најпознатији

циклоалкан је циклохексан (C6H12):

55.. АЛКЕНИ

Угљоводоници који поседују двоструку угљеник-угљеник везу (C=C) називају се

алкени. Њихова функционална група је управо та двострука веза. Општа формула

алкена је CnH2n. Угљеници који граде двоструку C=C везу су тригонално хибриди-

зовани (sp2). Први члан хомологног низа алкена је етен:

Сваки C-атом етена има три sp2-хибридне атомске орбитале које узајамно закла-

пају угао од 120°. Две sp2-хибридне орбитале су искоришћене за σsp2-s везе са атомима

водоника, а трећа за σsp2-sp2 везу између два угљеника. Нехибридизоване pz-атомске

орбитале на два суседна C-атома бочним преклапањем граде π-везу. Због sp2-хибриди-

зације молекули алкена су планарни у подручју двоструке везе. Око двоструке везе

нема слободне ротације, јер би веза попуцала, што је узрок геометријске изомерије (cis-

trans изомерија) код алкена.

55..11.. IUPAC НОМЕНКЛАТУРА АЛКЕНА

1. Основу имена чини најдужи низ C-атома који садржи двоструку C=C везу.

Поступамо тако што од имена алкана са одговарајућим бројем C-атома одузимамо

наставак –ан и додајемо наставак –ен. 2. Положај двоструке везе у главном низу означити бројем полазећи од најбли-

жег краја двоструке везе (ако се двострука веза налази између, нпр., трећег и четвртог C-атома, положај двоструке везе биће означен мањим од два броја, тј. бројем 3). Број

који означава положај двоструке C=C везе пише се испред назива основне структуре. 3. Имену алкена као префиксе додати имена супституената (поредана по абе-

цеди) и нумерисати њихов положај. Уколико је основни низ алкена симетричан, нуме-рише се тако да први супституент у низу има најмањи број.

4. Ако се велики супституенти на C-атомима двоструке везе налазе са исте

стране двоструке везе такав изомер се назива cis-изомер, а ако су са супротних страна

онда се зове trans-изомер.

циклохексан

етен

C C

H

H

H

H

18

55..22.. ФИЗИЧКЕ ОСОБИНЕ АЛКЕНА

Алкени су неполарни. Са порастом броја C-атома расту им тачке топљења, тачке

кључања и густине. До C4 су гасови, C5-16 су течности, а C17 и даље су чврсти.

55..33.. ХЕМИЈСКЕ ОСОБИНЕ АЛКЕНА

У органској хемији један реактант називамо супстрат (онај на коме изводимо

реакцију), а други реагенс (помоћу њега изводимо ту реакцију).

Незасићена једињења (једињења са двоструким и троструким везама) генерално

подлежу реакцијама адиције (припајања). Код тих реакција на супстрат са вишеструком

везом напада реагенс, при чему вишеструка веза пуца и на један њен крај се веже део

реагенса, а на други крај вишеструке везе други део реагенса:

Ово је принцип свих адиција, при чему треба имати на уму да оне могу тећи

различитим механизмима у зависности од врсте супстрата и реагенса. Код реакција које иду уз хетеролитичко цепање веза (јонски механизам) постоје

две врсте честица (реагенаса):

1. Електрофили (воле електроне) – то су или позитивни јони (H3O+) или неутрал-

ни молекули са координационо незасићеним атомом (Al у AlCl3 или B у BF3 јер имају

електронски секстет уместо октета) или молекули халогена који хетеролитичким

цепањем везе дају халонијум и халогенидни јон (X+ и X−).

2. Нуклеофили (воле нуклеус, језгро, тј. позитивне честице) – то су или негатив-

ни јони (OH−) или неутрални молекули који имају слободне електронске парове па се

могу понашати као електрон-донори (NH3, H2O).

У механизмима реакција стрелице показују кретање електрона и увек иду од

електрона ка неком другом. Двокрака стрелица показује кретање два електрона (јонски

механизам), а једнокрака стрелица кретање једног електрона (радикалски механизам).

Адиција водоника (каталитичка хидрогенација). Адицијом водоника (H2) на

алкене у присуству катализатора (платина или паладијум) добијају се алкани:

C C

H

H

H

H

+ A B HC

H

B

CH

H

A

C C

H

H

H

H

+ HC

H

H

CH

H

H

H2Pt или Pd

етен етан

11

12

223

33

44

1-бутен 2-метил-2-бутен

4 1

2

3

4

cis-2-бутен trans-2-бутен

19

Електрофилна адиција. Ова реакција иде по двофазном механизму. У првој

фази електрофил (E+) напада двоструку везу уз интермедијерно настајање карбонијум

јона (катјон угљеника), а затим се у другој фази нуклеофил (:Nu−) веже за позитиван

угљеник завршавајући реакцију:

Бромовање алкена иде по овом механизму:

Адиција реагенаса типа Hδ+

−Yδ−

на алкене иде по истом механизму. Ако је алкен

симетричан, није битно који део реагенса се веже на који C-атом:

Али ако алкен није симетричан, водоник из реагенса ће увек да се веже на онај

угљеник двоструке везе који садржи више водоника, јер је то енергетски повољније

(правило Марковникова).

Распоред адиције је супротан једино у случају адиције HBr у присуству

пероксида, јер тада адиција иде по радикалском механизму. У том случају кажемо да је

производ настао по анти-Марковниковљевом правилу.

Оксидација. Тиха оксидација алкена са разблаженим KMnO4 даје двохидро-

ксилне алкохоле (гликоле). Бурном оксидацијом настају CO2 и H2O.

C C

H

H

H

H

+ HC

H

E

CH

H

E+:Nu− HC

H

E

CH

Nu

H

:Nu−

алкен

електрофил нуклеофил

карбонијум јон адициони производ

C C

H

H

H

H

+ HC

H

Br

CH

H

HC

H

Br

CH

Br

H

етен

електрофил нуклеофил

карбонијум јон 1,2-диброметан

Br Br

δ+ δ− Br

H2C CH2 + H Y YCC

H

H

H

H

H

H2C CH2 + CH2H2C

OHOH

3 2KMnO4 + 4H2O 3 + 2MnO2 2KOH+

1,2-етандиол

+ H YY

+ Y

пропен Марковниковљев производанти-Марковниковљев производуглавном не настаје

H ClCl

H BrBr

H OHOH

cc H2SO4

OSO3H

без пероксида

2-хлорпропан

2-бромпропан

2-пропанол

кисели алкилсулфат

20

C2H4 + 3O2 → 2CO2� + 2H2O� + топлота (енергија)

Полимеризација. Могућа је и међусобна реакција алкена, али једино у присус-

тву одговарајућег катализатора, на пример, киселине, радикала, базе или прелазног метала. С обзиром на механизам ове реакције су респективно: катјонске, слободноради-

калске, анјонске и катализоване металом. У овим реакцијама незасићени центри моно-мера алкена тако се везују да чине димере, тримере, олигомере (до десетак мономера) и

на крају полимере.

Постоје алкени са две двоструке везе у молекулу – диени. Представник је 1,3-бутадиен:

Такође, постоје триени, тетраени, ..., полиени. Када су код ових једињења двоструке везе наизменично распоређене са једноструким, зовемо их коњугованим

диенима, триенима, ..., полиенима. Коњуговани полиени су обично интензивно обојени (ликопен – црвени пигмент парадајза, β-каротен – наранџасти пигмент шаргарепе,...).

Ако је алкен цикличан зове се циклоалкен. Пример је циклохексен:

66.. АЛКИНИ

Алкини су угљоводоници са троструком везом. Трострука веза је функционална

група алкина. Први члан хомологног низа алкина је етин (старо име ацетилен), C2H2.

Код алкина је заступљена sp-хибридизација (дигонална), тако да сваки C-атом етина

има две хибридне sp-орбитале и py и pz нехибридизоване атомске орбитале. sp-Орби-

тале су распоређене дуж x-осе под углом од 180° и помоћу њих C-атом формира једну

σsp-s везу са H-атомом и једну σsp-sp везу са C-атомом. Преклапањем py-орбитала са

суседних C-атома настаје једна π-веза у y-равни, а аналогним преклапањем pz-орбитала

настаје још једна π-веза али у z-равни. Дакле трострука веза се састоји од једне σ- и две

π-везе. Молекули алкина су у пределу троструке везе линеарни (штапићасти). Општа

формула алкина је CnH2n-2.

Када се трострука веза налази на крају C-низа, такви алкини се зову терминални алкини (RC≡CH), а када се налази у унутрашњости низа онда се такви алкини зову

унутрашњи алкини (RC≡CR).

H2C CH2 + H2C CH2 + H2C CH2

+ H2C CH2n

n+1

мономер етен димер

тримерполимер полиетентривијално полиетилен

циклохексeн

21

66..11.. IUPAC НОМЕНКЛАТУРА АЛКИНА

1. Име алкина садржи наставак –ин.

2. За основу имена узима се најдужи низ C-атома који садржи троструку везу.

3. Положаји супституената и C≡C везе означавају се бројевима, а супституенти

се у имену редају по абецеди.

4. Нумерација почиње са оног краја низа коме је ближа трострука веза (да би

добила што мањи број).

5. Када су у молекулу присутне и двострука и трострука веза, низ се нумерише

са краја који је ближи било којој функционалној групи. Уколико су двострука и

трострука веза еквивалентне у погледу свог положаја у молекулу, двострука веза добија

мањи број.

6. Приликом нумерисања хидроксилна (−OH) група има предност над двоструком и троструком везом.

66..22.. ФИЗИЧКЕ ОСОБИНЕ АЛКИНА

Сличне су особинама алкана и алкена. Не растварају се у води, а лако се

растварају у неполарним органским растварачима (бензен, етар). До C5 су гасови, C6-16

течности, а C17 и виши алкини су чврсти.

66..33.. ХЕМИЈСКЕ ОСОБИНЕ АЛКИНА

1. Адиције. Као што би се и очекивало, због незасићености алкини ступају у

реакције адиције.

а. Каталитичка хидрогенација алкина (адиција водоника на алкине у присуству катализатора) прво даје алкене, који се затим даље редукују до алкана:

б. Електрофилна адиција халогена на алкине иде постепено као и адиција

водоника. Од халогена у овој реакцији је најреактивнији бром:

в. Електрофилна адиција халогеноводоника. Код терминалних алкина ова реакција се дешава према правилу Марковникова:

1

11

2

22

3 3

3

44

4-бром-2-хексин 3,3-диметил-1-бутин

4

1

23 4

trans-3-хексен-1-ин 1-бутен-3-ин

Br

5

6

56

OH

12

34

56

5-хексин-2-ол

H3C CH3HC CH H2C CH2

H2

Pt, Pd или Ni

H2

Pt, Pd или Ni

етин етен етан

C C

H

Br

Br

H

HC

Br

Br

CH

Br

Br

trans-1,2-диброметен 1,1,2,2-тетраброметан

Br2Br2HC CH

етин

H3C CHCl2HC CH H2C CHClHCl HCl

етин

1-хлоретенстаро име јевинилхлорид

1,1-дихлоретан

22

Полимеризацијом винилхлорида настаје поливинилхлорид (PVC):

2. Супституције. Терминална C−H веза алкина је у односу на C−H везе алкана и

алкена јаче поларизована, па под одређеним условима може доћи до њеног хетеролитичког пуцања и замене H+-јона са неким другим катјоном:

Диацетилиди сребра, бакра и живе експлозивни су при загревању и удару. Као што је раније речено, особина киселости везана је са могућношћу давања H+-јона. Због

претходне реакције терминалне алкине сматрамо веома слабо киселим једињењима. Цијановодонична киселина (H−C≡N) има сличну структуру терминалним алкинима, па

је и код ње узрок киселости водоник везан за sp-хибридизован угљеник.

3. Оксидације.

а. Тиха оксидација етина са калијум-перманганатом даје оксалну киселину:

б. Бурном оксидацијом етина (сагоревање) настају CO2, H2O и велика количина топлоте

C2H2 + 2,5O2 → 2CO2� + H2O� + топлота (енергија)

У практичне сврхе топлота ове реакције се користи у ацетиленским пламеницима

за заваривање, где је потребан врло топао пламен (2500°C).

Етин се може добити реакцијом калцијум-карбида (CaC2) са водом:

CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2�

77.. АРОМАТИЧНИ УГЉОВОДОНИЦИ

Ово је посебна класа угљоводоника, а најважнији представник им је бензен,

C6H6. Многа једињења из ове класе имају интензиван мирис и одатле потиче назив ароматични угљоводоници, како су их у 19. веку прозвали. Међутим, када данас каже-

мо ароматични угљоводоник не мислимо на мирис већ на одређени начин „необичног“ хемијског понашања – по структури личе на незасићене угљоводонике (алкене), а по

реакцијама се понашају слично алканима (прилично су хемијски инертни). Да би се испоштовало правило четворовалентности угљеника, бензен се приказује са две

класичне структурне формуле, структуре 1 и 2 (слика 30).

Слика 30: Структурне формуле бензена

H2C CHClH2C CHCl

винилхлорид

n

поливинилхлорид

n

HC CH + CC2[Ag(NH3)2]OH + 2H2O 4NH3+

сребро(I)-диацетилид

Ag Ag

HC CH HOOC COOHKMnO4

етин оксална киселина

резонанциони хибрид бензена

1 1

22

33

4 4

5 5

6 6

1 2 3

класичне структурне формуле бензена

23

Одмах треба нагласити да не постоје две врсте молекула бензена, већ га ми

приказујемо са две структуре јер нисмо у стању да га прикажемо са једном структуром

из које би истовремено била очигледна и четворовалентност бензенових угљеника.

Структура 1 има двоструку везу после првог, трећег и петог C-атома. Структура

2 има двоструку везу после другог, четвртог и шестог C-атома. Свака од ових еквива-

лентних структура је само пола истине, а пуну истину би видели ако би мисаоно прек-

лопили структуре 1 и 2 у једну структуру. Тада у молекулу бензена не би видели једно-

струке и двоструке везе, већ би свака угљеник-угљеник веза била нека врста комбина-

ције једноструке и двоструке везе. Овакво приказивање једног молекула са више струк-

тура називамо резонанцијом, а сваку од тих структура резонанционом структуром.

Између резонанционих структура ставља се двосмерна двокрака стрелица (↔). Уместо

ових појединачних резонанционих структура може се нацртати њихова комбинација која се назива резонанциони хибрид, структура 3 (слика 30). Резонанциони хибрид бен-

зена исправно приказује да су све угљеник-угљеник везе бензена међусобно једнаке, али му је недостатак што не приказује четворовалентност угљеника, а што је неопходно

код приказивања механизама реакција. Треба нагласити да резонанција није појава него појам за ситуације када молекул приказујемо са више структура услед немогућности да

га прикажемо једном структуром. Цела ова прича се може интерпретирати и на мало другачији начин (слика 31).

Шест C-атома бензена су sp2-хибридизовани. Сваки C-атом троши две sp

2-орбитале на

везе са суседним угљеницима, а трећу sp2-орбиталу на везу са атомом водоника. На сва-

ком C-атому преостаје по једна pz-атомска орбитала са по једним електроном. Уместо

да бочним преклапањем pz-орбитала три пара угљеника настану три класичне двостру-

ке везе између та три пара угљеника, које су раздвојене једноструким C−C везама чине-

ћи коњуговани триен, дешава се да због планарности система (sp2-хибридизација) свака

pz-орбитала има преклапање и са „левом“ и са „десном“ pz-орбиталом са суседних C-

атома. Оваквим преклапањем настаје јединствени π-систем од 6 електрона (циклични

електронски облак), који се простире преко целог прстена. Овакав систем π-електрона

је делокализован за разлику од класичних двоструких веза које су локализоване (смеш-

тене између два конкретна C-атома). Ова прича се сасвим слаже са структуром резонан-

ционог хибрида из претходног пасуса.

Слика 31: Делокализовани 6π-електронски систем код бензена

Физичка мерења потврђују сва претходна разматрања: свих 6 C−C веза у бензе-

ну су исте дужине која износи 0,139 nm (између дужине једноструке везе, 0,154 nm, и дужине двоструке везе, 0,134 nm), а сви углови између C−C и C−H веза су тригонални

углови од 120°. У ароматична једињења спадају и следећа једињења која се састоје од више

међусобно спојених бензенових прстенова:

24

Након свега изложеног могуће је егзактније дефинисати ароматична једињења

(Хикелово правило ароматичности): то су планарни (пљоснати), циклични молекули, са

наизменично распоређеним C−C и C=C везама (или како би то другачије рекли: са

цикличним електронским облаком делокализованих π-електрона), који садрже (4n+2) π-

електрона, за n = 0, 1, 2, 3, ...

1,3,5,7-Циклооктатетраен је цикличан и има наизменично распоређене C−C и

C=C везе али није ароматичан (n = 3/2). Молекул, наиме, није планаран, па не постоји

јединствен циклични систем π-електрона већ изоловане класичне двоструке везе.

77..11.. IUPAC НОМЕНКЛАТУРА ДЕРИВАТА БЕНЗЕНА

Једновалентни угљоводонични остаци који настају уклањањем водоника са

ароматичног прстена називају се арил-групе и означавају се са Ar−.

Моносупституисани деривати бензена. Многи моносупституисани деривати

бензена имају тривијална имена прихваћена од стране IUPAC–а:

Остали моносупституисани бензени се именују једноставно додајући назив

супституента као префикс речи бензен:

Дисупституисани деривати бензена. Код дисупституисаних деривата бензена

могућа су три распореда. Означавају се префиксима 1,2− (orto− или o−) код суседних

нафтален антрацен фенантрен

нафтален је ароматичан антрацен је ароматичан

фенантрен је ароматичан

бензен је ароматичан

1,3,5,7-циклооктатетраен

није ароматичан

1

2

3

45

6

7

8

4n + 2 = 64n = 4n = 1

4n + 2 = 104n = 8n = 2

4n + 2 = 144n = 12n = 3

4n + 2 = 144n = 12n = 3

4n + 2 = 84n = 6n = 3/2

OH CHO COOH NH2

фенол бензалдехидбензоевакиселина

анилин

CH3 Br NO2

метилбензен(толуен)

бромбензен нитробензен

25

супституената, 1,3− (meta− или m−) код 1,3−дисупституисаних деривата, и 1,4− (para−

или p−) код 1,4−дисупституисаних деривата. Супституенти се наводе по абецедном

реду.

Три- или вишесупституисани деривати бензена. У оваквим случајевима

нумерација се врши најмањим бројевима. Ако су могућа два таква распореда, абецедним редом се одређује предност супституената.

77..22.. ФИЗИЧКЕ ОСОБИНЕ БЕНЗЕНА

Бензен је безбојна, неполарна течност карактеристичног мириса. Кључа на 80°С, а мрзне на 5°С.

77..33.. ХЕМИЈСКЕ ОСОБИНЕ БЕНЗЕНА

Особина ароматичних угљоводоника је мала хемијска реактивност. Тако бензен

у незнатној мери подлеже каталитичкој хидрогенацији (H2, Pd) дајући циклохексан. На собној температури не реагује са киселинама, бромом и калијум-перманганатом (за

разлику од алкена који због присуства класичне двоструке везе лако ступају у све ове

реакције).

Електрофилна ароматична супституција. Ово је карактеристична реакција за

ароматичне угљоводонике. Водоник на ароматичном прстену се супституише са прет-

ходно генерисаним електрофилом. Реакциони механизам састоји се из две фазе: напад

електрофила (E+) на електронима богат ароматични прстен уз настанак карбонијум

јона, из кога се губитком протона (помоћу базе :B−) добија супституисани бензен:

На слици 32 приказани су примери реакција електрофилне ароматичне супсти-

туције на бензену, заједно са реакционим условима, врстом електрофилне честице и именом и структуром реакционог производа. Скраћеница cc означава концентрован

раствор неке хемикалије (најчешће киселине).

Сагоревање бензена. Бензен подлеже бурној оксидацији (горење) и гори чађа-

вим пламеном због великог садржаја угљеника у односу на водоник:

CH3CH3

CH3 Br

1,2-диметилбензен(o-диметилбензен) 1-бром-3-нитробензен

CH3

CH3CH3

NO2

1

2

3

1,3-диметилбензен(m-диметилбензен)

1,4-диметилбензен(p-диметилбензен)

BrBr

Br Br

1,2,3-трибромбензен 1-бром-2,3-диметилбензен

Br

CH3

1

2

3

CH3

Br

Br

BrBr Br

1,2,4-трибромбензен 1,3,5-трибромбензен

H

+ E+ H

E E

+ H:B:B-

бензен карбонијум јон супституисани бензен

26

C6H6 + 15/2O2 → 6CO2� + 3H2O� + топлота (енергија)

Алифатични угљоводоници су све врсте угљоводоника који не спадају у

ароматичне угљоводонике.

Слика 32: Реакције електрофилне ароматичне супституције на бензену

88.. ХАЛОГЕНИ ДЕРИВАТИ УГЉОВОДОНИКА

То су једињења која у свом молекулу садрже халогени елемент везан за угљово-

донични остатак. Општа формула им је R−X (R – алифатични остатак) или Ar−X (Ar –

остатак ароматичног угљоводоника). Функционална група и центар реактивности ових

једињења је C−X веза, која је поларизована са δ+ на C−атому и δ− на атому халогена (јер

су халогени елементи електронегативнији од угљеника).

88..11.. IUPAC НОМЕНКЛАТУРА ХАЛОГЕНИХ ДЕРИВАТА

УГЉОВОДОНИКА

Примењује се номенклатура за одговарајућу класу угљоводоника, а халоген се сматра супституентом и распоређује по абецеди.

88..22.. ФИЗИЧКЕ ОСОБИНЕ ХАЛОГЕНИХ ДЕРИВАТА УГЉОВОДОНИКА

Ово је веома широка класа једињења, али се може рећи да су генерално

поларнији од угљоводоника због поларности C−X везе.

РЕАКТАНТ: УСЛОВИ: ЕЛЕКТРОФИЛ: РЕАКЦИЈА: ПРОИЗВОД:

Fe + Br2 илиAl + Br2

Br+

бромонијум јон

бромовање или уопштено халогеновање

Brбромбензен

cc HNO3 + cc H2SO4

(смеша за нитровање)

NO2+

нитронијум јоннитровање

NO2

нитробензен

R-Cl + AlCl3

R+

алкил-катјон

(карбонијум јон)

алкиловањеR

алкилбензен

cc H2SO4

+SO3H

сулфонијум јонсулфоновање

SO3Hбензенсулфонскакиселина

CH3 CH2 CH2 ClH3C

HC CH3

BrCH3 C CH3

I

CH3

CH2 CH CH CH2

Br Br

CH2 CH CH CH2

Br BrBr Cl

1-хлорпропан(примарни халогендериват)

2-бромпропан(секундарни халогендериват)

2-јод-2-метилпропан(терцијарни халогендериват)

3,4-дибром-1-бутен 1,4-дибром-2-бутен 1-бром-4-хлорбензен

27

88..33.. ХЕМИЈСКЕ ОСОБИНЕ ХАЛОГЕНИХ ДЕРИВАТА

УГЉОВОДОНИКА

Нуклеофилна супституција. Због парцијалне позитивне шарже на угљенику

C−X везе, он ће бити центар напада нуклеофилних реагенаса, а типична реакција је

нуклеофилна супституција. Ова реакција се може представити на следећи начин:

Ако је нуклеофил хидроксидни јон (OH−), производ ове реакције је алкохол

(ROH). У овим реакцијама деривати јода реактивнији су од бромних деривата, а хлорни

су најмање реактивни. Што се тиче угљоводоничног дела, терцијарна C−X веза је

реактивнија од секундарне, а примарна је најмање реактивна.

Механизам ове реакције нећемо разматрати детаљно. Постоје заправо два меха-низма за ову реакцију, у зависности од структуре угљоводоничног дела. Ако се ради о

терцијарним R−X, прво пуца C−X веза, а затим се тако формиран карбонијум јон (R+)

веже за други нуклеофил (:Y−) – ово је мономолекулски механизам нуклеофилне супс-

титуције (SN1). Код примарних и секундарних R−X истовремено пуца стара C−X веза и формира се нова C−Y веза – бимолекулски механизам нуклеофилне супституције (SN2).

Настајање Грињаровог реагенса. Халогени деривати алкана у реакцији са маг-незијумом, у сувом етру (безводна средина), дају алкилмагнезијум-халогенид (Гриња-

ров реагенс):

Током ове реакције C−атом је претрпео инверзију поларизације (од δ+ постао је

δ−) услед чега се битно мења његова реактивност, а самим тим проширује дијапазон

реакција у којима може да учествује.

99.. КИСЕОНИЧНА ОРГАНСКА ЈЕДИЊЕЊА

Преостале класе органских једињења које ћемо учити на овом курсу садрже кисеоник, а то су: алкохоли, феноли, етри, алдехиди, кетони, карбоксилне киселине и

деривати карбоксилних киселина. Кисеоник има атомски (редни) број 8, што значи да има осам протона у језгру и осам електрона у електронском омотачу атома. Два елек-

трона садржи у првој љусци, а преосталих шест се налази у другој љусци, која је уједно и валентна (два неспарена електрона и два слободна електронска пара). У једињењима

је двовалентан (гради две ковалентне везе помоћу два неспарена електрона). Када је тровалентан јавља се као позитиван јон (оксонијум јон) јер трећу везу остварује дона-

цијом једног од два могућа слободна електронска пара. Чешће се јавља са једном нега-тивном шаржом, тада има три слободна електронска пара на себи и једновалентан је.

+ +Y R Y XR X

δ+ δ−

халогени дериватугљоводоника

нуклеофил производ халогенидни јон

+H3C Br

δ+ δ−

бромметан магнезијумметилмагнезијум-бромид(Грињаров реагенс)

суви етарMg Mg Br

δ+ δ−

H3C

δ−

28

1100.. АЛКОХОЛИ

Алкохоли су једињења опште формуле R−OH, где R представља алифатични

угљоводонични остатак. Функционална група алкохола је хидроксилна група (−OH).

Према броју хидроксилних група алкохоли се деле на (примери су дати у

заградама):

1. монохидроксилне (метанол),

2. двохидроксилне (1,2-етандиол или тривијално етиленгликол),

3. трохидроксилне (1,2,3-пропантриол, тривијално глицерол или глицерин),

4. ...,

5. полихидроксилне (скроб и целулоза).

По врсти C−атома за који је везана хидроксилна група, алкохоли се деле на:

метанол, примарне алкохоле, секундарне алкохоле и терцијарне алкохоле. Као што ће

се касније видети, ове различите врсте алкохола у реакцијама се понашају различито.

1100..11.. IUPAC НОМЕНКЛАТУРА АЛКОХОЛА

1. На име одговарајућег угљоводоника дода се наставак –ол.

2. Положај OH−групе означава се бројем, водећи рачуна да она добије што је

могуће мањи број.

3. Као супституент OH−група се зове хидроксилна група.

1100..22.. ФИЗИЧКЕ ОСОБИНЕ АЛКОХОЛА

Услед присуства поларне хидроксилне групе у молекулу, алкохоли су у могућности да граде водоничне везе са другим молекулима алкохола. Због тога имају

знатно више тачке кључања и тачке топљења у односу на угљоводоник из кога су изведени. Растворљивост у води могућа је, такође, захваљујући интермолекулским

водоничним везама између молекула алкохола и воде (слика 33). Са повећањем броја C−атома, повећава се удео угљоводоничног остатка (R) у односу на OH−групу, па се

смањује растворљивост алкохола у води.

CH3 OHCH2 CH2

OH OH

HO OH

OH

метанол 1,2-етандиол 1,2,3-пропантриол

метанол примарни алкохол секундарни алкохол

H

C

H

H OH

H

C

H

R OH

R

C

H

R OH

R

C

R

R OH

терцијарни алкохол

2-пропанол 2-метил-2-пропанол 2-метил-1-пропанол

OHOH

OH

29

Слика 33: Водоничне везе алкохол-алкохол (А) и алкохол-вода (Б)

1100..33.. ХЕМИЈСКЕ ОСОБИНЕ АЛКОХОЛА

Киселост алкохола. Алкохоли у реакцији са алкалним металима издвајају водо-ник. Ова реакција показује да је хидроксилни водоник алкохола кисео. То је сасвим ло-

гично јер се алкохоли могу сматрати дериватима воде (H2O) у којима је један водоник замењен алифатичним угљоводоничним остатком (ROH). Алкохоли су слабије

киселине од воде.

Естерификација. Реакцијом алкохола са киселинама настају естри и вода, а

реакција се назива естерификација. Вода настаје тако што се комбинују водоник из алкохолне хидроксилне групе и хидроксилна група из киселине. Реакција је катали-

зована киселином и повратна је (равнотежна).

Оксидација алкохола. Може се сматрати да су алкохоли оксидациони производи

одговарајућих угљоводоника. Алкохоли се могу даље оксидовати у различита једињења у зависности од типа алкохола, а крајњи производ њихове оксидације је CO2 (као код

горења). При овим сукцесивним оксидацијама, оксидациони број угљеника постепено се мења.

+ +

етанол натријум-етоксид

2C2H5OH 2Na 2C2H5ONa H2

+ +

етанол етилацетат (етилетаноат)

H2OC2H5OHCH3O

H

O

CH3OC2H5

O

сирћетна (ацетатна, етанска) киселина

+ +

етанол етилнитрат

H2OC2H5OHO

NO

H

O

ON

OC2H5

O

азотна (нитратна) киселина

30

Тиха оксидација примарних алкохола даје алдехиде који се одмах даље оксидују

до карбоксилних киселина. Секундарни алкохоли оксидацијом дају кетоне. Терцијарни

алкохоли при умереним условима не подлежу оксидацији, а при екстремнијим

условима може доћи до фрагментације молекула (цепање молекула на мање делове –

фрагменте) и даље оксидације насталих фрагмената. Ознака [O] означава примену

одговарајућег оксидационог средства без улажења у детаље његове природе.

Бурном оксидацијом алкохола у присуству довољне количине кисеоника увек

настају CO2 и H2O.

CH3OH + 3/2O2 → CO2� + 2H2O� + топлота (енергија)

C2H5OH + 3O2 → 2CO2� + 3H2O� + топлота (енергија)

1111.. ФЕНОЛИ

То су једињења код којих је хидроксилна група везана директно на ароматични

прстен. Општа формула им је Ar−OH. Феноли се деле према броју OH−група које садр-

же на: монохидроксилне, дихидроксилне, трихидроксилне. Ова једињења се употреб-

љавају у фотографији (развијачи), индустрији боја и за штављење. IUPAC-Номен-клатура фенола је идентична оној која је наведена код ароматичних угљоводоника.

метан(С = -4)

метанол(С = -2)

метанал(С = 0)

H

C

H

H H

H

C

H

H OH

метанска киселина(С = +2)

H

C

H

O

H

C

HO

O O C O

угљендиоксид(С = +4)

O O O O-1-1

-1-1

-1

-1 -1

+1 +1

+1

-1

-1-1

+1

+1+1

+1 +1

+1 +1

етанол(примарни алкохол)

етанал(алдехид)

етанска киселина(сирћетна, ацетатна)

O O

2-пропанол(секундарни алкохол)

2-пропанон(кетон)

O

2-метил-2-пропанол(терцијарни алкохол)

нема реакције при умереним условима

O

CH3CH2OHH3C

CH

O

H3CC

OH

O

OH O

OH

31

1111..11.. ХЕМИЈСКЕ ОСОБИНЕ ФЕНОЛА

Киселост фенола. Феноли су кисела једињења. Киселији су од алкохола и воде,

али мање од карбоксилних киселина. Растварају се у јаким базама (KOH, NaOH) уз

настајање воде.

Електрофилна ароматична супституција. У овим реакцијама феноли су реак-

тивнији од самог бензена, јер OH−група везана за ароматично језгро активира то језгро да лакше реагује. Први супституент на ароматичном језгру одређује положај следећег

супституента на ароматичном прстену при даљој супституцији. OH−Група спада у

супституенте првог реда и она диктира смештање другог супституента у orto– или

para–положај. Код супституената другог реда (нпр. нитро група, –NO2) други супс-

титуент је условљен да иде у meta–положај.

Фенол је толико реактиван у овим реакцијама да са бромом реагује и без при-

суства гвожђа, при чему супституција иде у оба orto– и у para–положају. Нитровање

иде већ са разблаженом азотном киселином, а ако се употреби концентрована азотна

киселина реагују оба orto– и para–положај.

OH OHOH

o-дихидроксибензен

OH

m-дихидроксибензен p-дихидроксибензен

OHOH

OH

1,2,3-трихидроксибензен

OH

OH

OH

OHHO OH

1,2,4-трихидроксибензен 1,3,5-трихидроксибензен

OH

фенол 1-нафтол 2-нафтол

OH

OH

OHOH

O

фенол

H

+ NaOH

O

натријум-феноксид

Na

+ HOH

32

1122.. ЕТРИ

Етри се могу сматрати структурним дериватима воде (HOH) код којих су оба H–

атома воде замењена истим или различитим угљоводоничним остацима (R или Ar). Неполарни су и хемијски прилично инертни.

1122..11.. IUPAC НОМЕНКЛАТУРА ЕТАРА

IUPAC Третира етре као алкане са алкокси-супституентом, тј., као алкоксиалкане.

Мањи супституент сматра се делом алкокси-групе, а већи одређује основни низ. У табели

12 дата су три представника етара са њиховим IUPAC и тривијалним именима.

Табела 12: Номенклатура етара

Етар IUPAC Назив Тривијални назив

CH3OCH3 метоксиметан диметилетар

CH3OCH2CH3 метоксиетан етилметилетар

CH3CH2OCH2CH3 етоксиетан диетилетар

1133.. АЛДЕХИДИ И КЕТОНИ

Алдехиди и кетони садрже карбонилну функционалну групу:

Угљеник карбонилне групе је sp2-хибридизован, а три σ-везе на њему узајамно

заклапају угао од 120°. Бочним преклапањем нехибридизоване p-орбитале угљеника са p-орбиталом кисеоника настаје π-веза. На карбонилном угљенику налази се парцијална

позитивна шаржа, а на карбонилном кисеонику парцијална негативна шаржа.

OH OHOH

2-нитрофенол 4-нитрофенол

OH

NO2

NO2

OH

2,4,6-трибромфенол

NO2

бромна вода

разблажена азотна киселина

концентрована азотна киселина

Br Br

Br

O2N

NO2

2,4,6-тринитрофенол

+

C O

33

Општа формула алдехида је:

а функционална група се назива алдехидном функционалном групом:

Код кетона је општа формула:

а функционална група се назива кето-функција или карбонилна функција:

Алдехиди су реактивнији од кетона из два разлога:

1. H је мањи од R па реагенс лакше приђе,

2. парцијална позитивна шаржа карбонилног угљеника алдехида је већа од оне

код кетона (нећемо дубље улазити у узроке ове појаве), па су они подложнији

нападу нуклеофила.

1133..11.. IUPAC НОМЕНКЛАТУРА АЛДЕХИДА И КЕТОНА

По IUPAC-у алдехиди се третирају као деривати алкана. Имену алкана се додаје наставак –ал. Основни низ нумеришемо полазећи од карбонилне групе.

Кетони добијају имена додатком наставка –он имену алкана. Положај карбонил-

не функције у најдужем низу нумерисан је тако да карбонилна група добије најмањи

могући број, без обзира на присуство других супституената, или OH, C=C, C≡C

функционалних група.

C

O

HRC

O

HArили

C

O

H

C

O

RRC

O

ArArили C

O

ArRили

C O

метанал(тривијално формалдехид)

бензалдехид(прихваћено од IUPAC-а)

пропанал

CHO

HC

H

O

H3CC

H

O

CH

O

етанал(тривијално ацеталдехид)

2-пропанон(тривијално ацетон или диметилкетон)

O O

2-бутанон(тривијално етилметилкетон)

34

1133..22.. ФИЗИЧКЕ ОСОБИНЕ АЛДЕХИДА И КЕТОНА

Алдехиди и кетони су поларна једињења. Нижи алдехиди и кетони су добро

растворни у води због водоничне везе између карбонилног кисеоника и H-атома из

воде. Са порастом молекулске масе, R (неполарни део молекула) почиње да доминира у

односу на поларну карбонилну групу, па растворљивост у води опада.

1133..33.. ХЕМИЈСКЕ ОСОБИНЕ АЛДЕХИДА И КЕТОНА

Нуклеофилна адиција. Адиција Грињаровог реагенса на алдехиде и кетоне

пример је за овај тип реакције. Нуклеофилни угљеник из Грињаровог реагенса започи-

ње ову реакцију нападом на парцијално позитиван карбонилни угљеник. Настаје ади-

циони производ који се током обраде реакционе смесе са водом претвара у алкохол

(ово је метода за добијање алкохола из алдехида и кетона). Механизам, а затим и сама

реакција приказани су ниже.

Оксидација. Оксидацијом алдехида настају, како је већ речено, карбоксилне

киселине. Ова реакција се може извести различитим оксидационим средствима

(K2Cr2O7, KMnO4, Толенсов тест – сребрно огледало, Фелингов тест). При благим

реакционим условима кетони не подлежу даљој оксидацији.

R Mg + C O R C O Mg XXHOH

R C O H + MgOHXδ+δ− δ+ δ−

секундарни алкохол

примарни алкохол

формалдехид

алдехиди

кетонитерцијарни алкохол

R Mg X

O

O

O

H

H

H

R

R

R

R C OMgX

H

H

R C OMgX

R

H

R C OMgX

R

R

+ HOH

- MgOHX

+ HOH

- MgOHX

+ HOH

- MgOHX

R C OH

H

H

R C OH

R

H

R C OH

R

R

35

1144.. КАРБОКСИЛНЕ КИСЕЛИНЕ И ЊИХОВИ ДЕРИВАТИ

Карбоксилне киселине су једињења опште формуле R−COOH или Ar−COOH или разложено:

Њихова функционална група се зове карбоксилна група (−COOH). Карбоксилни

C-атом је sp2-хибридизован и на њему се налази парцијална позитивна шаржа. На

кисеоницима карбоксилне групе налази се парцијална негативна шаржа. Водоник из

карбоксилне групе је изразито кисео због јако поларизоване O−H везе.

1144..11.. IUPAC НОМЕНКЛАТУРА КАРБОКСИЛНИХ КИСЕЛИНА

1. Имена ових киселина изводе се додавањем завршетка –ска киселина имену

алкана. Основни низ алканске киселине нумерише се приписујући број 1 карбоксилном

угљенику, а затим означавајући сваки супституент најдужег низа који садржи

карбоксилну групу:

2. Засићене цикличне киселине именују се као циклоалканкарбоксилне кисели-

не. Одговарајуће ароматичне киселине су бензоеве киселине. У овим једињењима угље-

ник везан за функционалну групу нумерише се као 1.

1144..22.. ФИЗИЧКЕ ОСОБИНЕ КАРБОКСИЛНИХ КИСЕЛИНА

Јако су поларна једињења. Услед водоничног везивања са молекулима воде, ни-

жи хомолози се добро растварају у води. Са порастом угљоводоничног дела растворљи-вост у води опада.

1144..33.. ХЕМИЈСКЕ ОСОБИНЕ КАРБОКСИЛНИХ КИСЕЛИНА

Замена водоника из OH−групе. Услед киселости овог водоника карбоксилне

киселине, слично неорганским киселинама, растварају неплемените метале уз издва-

јање водоника и ступају у реакције неутрализације са базама.

C

O

OHRC

O

OHArили

COOH

COOH

пропанска киселина

хептанска киселина

циклохексанкарбоксилна киселина бензоева киселина

COOH COOH

36

Замена OH−групе у карбоксилној групи. Када се OH−група у карбоксилној

групи киселине замени одговарајућим структурним фрагментом настају деривати кар-боксилних киселина: естри (обрађено код алкохола), амиди, анхидриди и хлориди

киселина, чије су опште формуле приказане ниже:

+ +

магнезијум-формијат

H2

OHC

H

O

метанска киселина(мравља, формијатна)

+ +

магнезијум-ацетат

H2OH

CH3C

O

етанска киселина(сирћетна, ацетатна)

+ +

натријум-бензоат

HOHOH

C

O

бензоева киселина

Mg2 (HCOO)2Mg

Mg (CH3COO)2Mg

NaOH OC

O

Na

2

O

OR1R

O

NH2R R O R

O O O

ClR

естар амид анхидрид хлорид киселине