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都灵理工化学课件7) bonds-diatomic molecules

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有机化学第7章羰基的反应

有机化学第7章羰基的反应

O C H 3
顺反烯烃的生成受条件和Ylide试剂的结构、活性等影响很大
精选2021版课件
31
The use of Wittig reaction in industry
精选2021版课件
32
关于亲核加成的小结 1. 概述 —— 结构、机理、反应活性、立体化学 2. 含O, S亲核试剂 包括H2O, ROH, RSH, 和NaHSO3
O R M g B r
O M g B r
O H
H 2 O
R
R
OR M g B r O M g B r -Y M g B r OR M g B rH 2 OO H
Y
Y R
R
R R
其 中 ： Y = X o r O R
C NR M g B r
N M g B r R
精选2021版课件
H 2 O
O R
25
格氏试剂的应用
酯
O C R' RN
R"
酰胺
酰卤 > 酸酐 > 醛 > 酮 > 羧酸 ~ 酯 > 酰胺
取决于与羰基相连的基团的电子效应
精选2021版课件
7
二、羰基的亲核加成
1. Summary
2. (1) Nucleophiles
负离子亲核试剂（碱性条件）： ¯OH、 ¯OR、 ¯SR、 ¯H、 ¯C≡N、 ¯C≡CR、 ¯CR3、（M－R） 中性分子亲核试剂（中性或酸性条件）： HOH、HOR、HSR、NH3、H2NR、HNR2
精选2021版课件
28
二、羰基的亲核加成
4. 含C亲核试剂
(4) Ylide试剂 Ylide试剂的形成

《高等有机化学》课件-第二章 芳香性

《高等有机化学》课件-第二章 芳香性

4、苯的分子轨道模型
分子轨道理论认为六个p轨道线性组合成六个π分子轨道，其中三个成键 轨ψ1ψ2ψ3 和三个反键轨道ψ4ψ5ψ6 。
在这个分子轨道中，有一个能量最低的ψ1轨道，有两个相同能量较高的ψ2 和ψ3轨道，各有一个节面，这三个是成键轨道。ψ4ψ5能量相同，有两个节面， ψ6能量最高有三个节面，这三个是反键轨道。
end lies on the side of the heteroatom, with a dipole moment of
1.58 D.
Pyrrole is also weakly acidic at the
酸性比较：
N–H position, with a pKa of 17.5 乙酸>苯酚> 吡咯 >环己醇
在基态时，苯分子的6个p电子成对地填入三个成键轨道，这时所有能量低 的成键轨道，全部充满了电子，所以苯分子是稳定的，体系能量较低。
5、核磁波谱（ NMR）特性 NMR波谱法也是一种确定芳香性的实验手段。芳香化合物 的特点是它们呈现抗（反、感）磁环电流。这个环电流可以看 成在NMR波谱仪磁场的影响下，离域π体系中电子的移动。环流 是芳香性化合物中磁场大范围各向异性的结果。这个诱发的环 流引起了与环垂直的局部磁场，其方向与外加磁场方向相反。 所以处于芳香环平面上、下方的核，感受到与外加磁场相反的 磁场（屏蔽区），并出现在NMR波谱中的较高场处（化学位移 δ值较小）；而在环平面中的核，即直接和环相连的原子，感受 到与外加磁场同向的磁场（去屏蔽区），出现在NMR波谱中的 较低场处（化学位移δ值较大） 。 这种化学位移的出现，可以作为芳香性的证据，但这不是绝 对的判据！
强调：n不是环上碳的原子数)； • 共面的原子均为sp2或sp杂化，环上π电子能够发生

《基础化学》课件：No7第11章 分子结构2

《基础化学》课件：No7第11章 分子结构2

分子 成键电 孤对电 类型 子对数 子对数
分子构型
实例
AB6 6
0
正八面体
SF6, AlF63-
6
八面体 AB5
5
1
四方锥
BrF5, SbF52-
AB4 4
2
平面正方形 ICl4,
XeF4
▪ 判断共价分子空间构型的一般规则：
1. 确定中心原子的价电子对数
价电子对数= 1 [中心原子价电子数+配体
2
σ1s<σ*1s<σ2s<σ*2s<π2py=π2pz<σ2px <π*2py=π*2pz<σ*2px
2px
2py﹡• 2pz
2p
2py 2pz
2p
2px
‘
2s
2s
2s
2s
能量
1s*
1s
1s
s
原子轨道 分子轨道 原子轨道 (a)
2p 2s
2px 2py•﹡ 2pz
2px
2p
2py 2pz
‘
2s
2s
2s
1s*
1s
1s
1s
原子轨道 分子轨道 原子轨道 (b)
▪ 异核双原子分子轨道能级图
▪ 如果两异核原子的原子序数之和小于 或等于N原子序数的2倍(即14），就采 用N2分子的能级顺序；如果大于N原 子序数的2倍，则采用O2分子的能级顺 序。
▪ 分子轨道中电子的排布
▪ H2
▪ H原子的电子排布式为1s1，当两个H原子 相结合时，两个电子将先填入能量较低的 σ1s轨道且自旋方向相反，形成一个σ键。 H2的分子轨道电子排布式为： H2[(σ1s)2]

课件无机化学07化学动力学基础

课件无机化学07化学动力学基础

例：2 N g 2 O H 2 g 1 K 0 N 2 7 g 3 2 H 2 O g
实验标号 初始浓度/mol.L-1
C(NO)
C(H2)
1 6.00×10-3 1.00×10-3
2 6.00×10-3 2.00×10-3
3 6.00×10-3 3.00×10-3
4 1.00×10-3 6.00×10-3
T相同时，Ea越小，k越大，反应速 率越快。 一般反应：
Ea = 60kJmol-1～250 kJmol-1 。 Ea<40kJ mol-1 时，反应速率很快，多 为爆炸反应。 Ea＞400kJ mol-1 ，反应速率极慢。
2020/4/29
7-4 反应历程
对反应 A + B → C + D，可能是一步完成，也可能分两步完成
浓度常用mol.dm-3，时间常用s， min，h，d，y。反应速率又分为平均速 率和瞬时速率两种表示方法。
2020/4/29
7-1-2 平均速度与瞬时速度
1.平均速率 ●平均速率是指反应进程中某时间间隔(Δt)
内参与反应的物质的量的变化量。
一般式表示为： rnB/t nB：时间间隔t( t终态t始态)内参 与反应的物B质的物质的量的变化 量(nB n终 n始)。
2
H 2 g I2 g 2 H g Irk(cH2)c(I2) 1+1
2 N g O O 2 g 2 N 2 g O rkc NO 2c(O 2) 2+1
计量 数
1+1 1+1 2+1
2+1 2+2 2 g N 2 2 g H O N 2 g H 2 O g rk2( c N)c O H 2

《超分子化学》PPT课件

《超分子化学》PPT课件

甾体络合物—大尺寸的环状物能与甾体即胆酸形成复合物, 稳定胆固醇, 与 ateriaclerosis相反.极性基团的溶剂化和去溶剂化作用, 石胆酸, 胆酸
杯芳烃
C-甲 基杯 间苯 二酚 芳烃
杯芳烃的历史---1902年Bakeland :酚+甲醛=酚醛树酯----1942:Alois Zink:系统的研 究了4-特-丁醇+甲醛..四聚体,寡聚物?1955年j. Cornforth 肯定了四聚体的存 在..1972 年 C.D.Gutsche: Potentioal 酶模拟,疏水的空穴….今天 杯3芳烃 杯16 芳烃
杯芳烃:构型锥形, 部分锥型, 1,2交换, 1,3交换
杯芳烃::阳离子复合物部分锥形, 锥形M+络合物 部分锥形M+络合物 锥形氨络合物
杯芳烃::阳离子复合物-混合杯芳烃:
杯芳烃::阳离子复合物-对Ag+到N高的亲合性分子注射器 对Ag+的亲合力被关闭
从杯芳烃到空穴物—亲油成键口袋
分子容器
SO3
X n
OH C4AS: X = CH2, n = 4 TCAS: X = S, n = 4 C5AS: X = CH2, n = 5
N
1: complex of C4AS wiNth Phen at pH N
1~2;
H22:
complex
H4
of TCAS
wiNth
PheHn4 at
pH
N
1~2;
The bis-molecular capsules 13 formed by CAS with Phen at
pH 1~2.
View showing the complicated hydrogen bonds of water molecules contributed to formation of host-guest capsule in

有机化学课件第七章碳氧双键化合物(一)

有机化学课件第七章碳氧双键化合物(一)
Chapter 7
碳氧双键化合物(一)
第七章 碳氧双键化合物(一)
一、碳氧双键化合物的结构
二、碳氧双键化合物的酸性 三、碳氧双键化合物的亲核加成和取代反应 (重点和难点) 四、不饱和羰基化合物 五、碳氧双键化合物的氧化还原反应
第一节 碳氧双键化合物的结构
1.分类
碳氧双键 化合物
醛：羰基碳原子与氢原子相连的化合物。 酮：羰基碳原子与两个碳原子相连的化合物。 醌：具有特殊环状的不饱和二酮。 羧酸：含有羧基的化合物。 酰氯：羧酸的羟基被卤素取代的化合物。 酸酐：两分子羧酸脱水形成的产物。 羧酸衍生物 羧酸酯：羧酸和醇分子之间脱水形成的产物。 酰胺：羧酸和氨(胺)分子之间脱水形成的产物。 腈：含有碳氮三键的有机化合物。
O CH3CH2CH2 H O H CH3CH2 O CH3
丁醛
2-甲基丙醛
2-丁酮
3. 命名
醛、酮、羧酸的系统命名法是选择含有羰基或羧基的最长 碳链作为主链，并从靠近羰基或羧基的一端开始编号。
O CH 3 CH 3CH 2 2 CH 3 4 3 1 2-丁酮 2-苯基丙醛 O H CH 3CH 2 3 2 O 1
1800~1710 ~1725
腈 CH3CN 乙腈
酯 CH3COOCH3 乙酸甲酯
O CH3 CH3 CH3C N
CCH2CH3
COOCH3
环己(基)甲酸甲酯
马来酐
O C C N CH3 O
乙丙酐
OC2H5 H C
N,N-二甲基乙酰胺
OC2H5
OC2H5
C O
己内酯
O
C NH
己内酰胺
O
N-甲基邻苯二甲酰亚胺
原甲酸三乙酯
碳原子的位置也可用希腊字母表示。

化学键和共价键理论


The characters of covalent bonds
• May exists as solids, liquids or gases • Low melting and boiling points (the molecules are held together by weak intermolecular
H ·+ ·H H ··H H — H H ·+ ··F····· H ··F······ H — F
• Consist of individual molecules (H2, HF, O2, H2O, etc.) or of giant covalent lattices (polymeric solids) with a continuous network of bonds
Most exist as crystalline solids; High melting points indicates strong bonds; Tend to be brittle; Dissolve in water makes ionic solutions good conductors; As a solid poor conductor.
2.1 Chemical Bond
— Electrical attraction between nuclei and valence e- of neighboring atoms that binds the atoms together
— Atoms of different elements can combine chemically to form compounds. In many compounds, atoms are bon2O, CO)

有机化学英文课件chapter7


IUPAC name:
2-Butyne
1-Buten-3-yne
Common name: Dimethylacetylene Vinylacetylene
7-3
Cycloalkynes
Cyclononyne is the smallest cycloalkyne isolated
• it is quite unstable and polymerizes at room temp • the C-C-C bond angle about the triple bond is
[( CH3 )2 CH] 2 N– Li+
Lithium diisopropylamide (LDA)
• because water is a stronger acid than terminal alkynes, hydroxide ion is not a strong enough base to convert a terminal alkyne to an alkyne anion
alcohols (Section 4.1)
• terminal alkynes react with sodium amide to form alkyne anions
H-C C-H + NH2 pKa 25 (Stronger acid)
H-C C:- + NH3 pKa 38
(Weaker acid)
N ame Ethyne Pro pyne 1- Bu tyn e 2- Bu tyn e 1- P en tyn e
1- Hex yn e 1- Oc tyn e 1- Dec yn e
Formu l a HC CH CH3 C CH CH3 CH2 C CH CH3 C CCH3 CH3 ( CH2 ) 2 C CH CH3 ( CH2 ) 3 C CH

高等有机化学PPT


The ionic bonding force arises from the electrostatic attraction between ions of opposite charge.
The covalent bonding force arises from sharing of electron pairs between atoms.
O
CH3 C NH2
O = CH3 C + NH2
more stable major contributor
less stable minor contributor
Draw resonance structures for the following species. If the structures are not equivalent, indicate which would be the major contributor.
O3
OOO
OOO
Rules for Resonance Structures:
3. All of the structures must be proper Lewis structures.
O3
OOO
OOO
Rules for Resonance Structures:
4. The energy of the actual molecule is lower than the energy that might be estimated for any contributed structure.
高等有机化学 反应、机理与结构（原著 第五版 修订），[美]史密斯（Smith M.B） 马奇（March J），化学工业出版社
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Examples
N≡O
N≡N
C=O
π bonds are weaker than corresponding σ bonds
Method applicable to other related systems With H2+ :
E
1s
σ∗ 1s σ
Bond order: ½ [(number of electrons in bonding orbitals) – (number of electrons in antibonding orbitals)]
Distance between the nuclei r
Potential energy curve of a diatomic molecule as a function of the distance r
Curve a corresponds to bonding (H2) E0 = bond energy r0 = bond distance The zero value for E correspons to infinite distance between atoms: E0 is negative (stabilization)
π bonds: lateral overlap of p orbitals
In some molecules, double or triple bonds are present (sharing of 4 or 6 electrons): besides a σ bond along the internuclear axis, other bonds for by lateral overlap of p orbitals (π bond).
Atoms have the tendency to be surrounded by 8 outer electrons (H only 2) reaching a formal configuration (STABLE!!!) of a noble gas This is known as OCTET rule
Li2 exists in vapour phase, Be2 does not!
The Oxygen molecule O2
σ* 2pz
π* 2p
π 2p
σ 2pz
Molecular orbitals for the Oxygen molecule
σ* 2s
Different notation:
Molecular orbital (MO) theory
Mixing of two atomic orbitals gives rise to two MOs with different energies. One at a lower energy (bonding orbital, orbitale legante), one at higher energy (antibonding orbital, orbitale antilegante, denoted with an asterisk *). With H2 :
Simplest case: the Hydrogen molecule
Bond energy (energia di legame): difference between the energy of the molecule and that of isolated atoms. Bond distance: average distance between nuclei (molecules vibrate!)
F=q1q2/r2
Diatomic molecules
Covalent bond: sharing of electrons
When two elements have a limited difference in electronegativity, bond is established by sharing of common valence electrons
E
1s
σ∗ 1s σ
E
Aufbau: the two electrons, with paired spins occupy the orbital at lower energy.
Bonding MO: sum of the atomic orbitals; Antibonding MO: difference of the atomic orbitals (nodal plane) General case: LCAO Linear Combination of Atomic Orbitals Here: two atoms only. In the following, more than two atoms Solids (metals, diamond, graphite, etc.): infinite atoms
Symbols A dash joining two atoms stands for a covalent bond, i.e. a shared electron pair ; a dash to the side of an atom stands for a free electron pair not involved in bonding
Ion-dipole interaction Intermolecolar Forces Dipole-dipole interaction Dispersion forces Hydrogen bond
introductory concepts to chemical bond
- valence shell: outer electronic shell
σ bonds: overlap of orbitals along the bond axis In the H2 molecule: overlap of two 1s orbitals Overlap occurs on the internuclear axis, wher the highest electron density is found. This is a
responsible for binding involved in binding
- valence electrons: outer electrons, - lone pair: couple of valence electrons not
- octet rule: atoms tend to reach an
Both K+ and Cl- have the electronic configuration of rare gases (obey to the octet rule)
Ionic structure: KCl
Strong bond: each ion interacts with all others via a Coulomb interaction
σ “sigma” bond (σ1s).
In the F2 molecule (electronic configuration of Fluorine 1s2 2s2 2p5) the two p orbitals occupied by one electron only overlap forming a σ-type covalent bond (σ2p). . In the HCl molecule, the p orbital of Chlorine overlaps to the 1s orbital of Hydrogen forming again a σ-type covalent bond.
σ 2s
Prediction: two unpaired electrons, paramagnetic!
Bond arises from the superposition of two atomic orbitals to form a molecular orbital, where two electrons are hosted with opposite spin Covalent bond is generally strong and directional Either in discrete molecules or in infinite systems
Ne forms no bonds because all atomic orbitals are occupied by an electron pair
Some atoms cannot obey the octet rule. B has only 3 valence electrons, so that in boron hydride BH3, Boron has only six surrounding electrons: An example of electron deficient molecule!
Not to be confounded with intermolecular forces…
As the name implies, forces exerted between molecules, e.g. in the gas phase Weaker than chemical bonds!
electronic configuration typical of a rare gas
Ionic and metallic bonds only in extended systems (solids) Covalent bond both in solids and molecules