5.
Obecný přístup k posouzení a reaktivity organických sloučenin
vlastností
Jak již bylo řečeno, jsou veškeré vlastnosti jakékoliv molekuly podmíněné její strukturou. Úkolem této kapitoly bude uvést obecné principy, na jejichž základě je možno odhadnout jak fyzikálně chemické vlastnosti zkoumané molekuly (jako je např. těkavost, t. t., rozpustnost a barva) i vlastnosti chemické (např. acidobazické, jejich stabilita, reaktivní centra a sklon k reakcím určitého typu atd.). K tomuto pohledu na molekulu si musíme učinit obraz o možných vazebných centrech,což úzce souvisí s vazebnými faktory i obraz o přístupnosti těchto center jakož i celkový pohled na molekulu, což souvisí s faktory prostorovými. Proto v následujících podkapitolách bude těmto otázkám věnována pozornost.
5.1. Vazebné faktory Typy vazeb a jejich polarita a pevnost je pro posouzení vlastností a reaktivity určujícím faktorem.
5.1.1.
Základní typy vazeb
5.1.1.1.
Vazby jednoduché
Vazby jednoduché jsou tvořeny σ vazbou. α) vazba nepolární Např.
délka (10-10 m)
vazebná energie (KJ/mol)
C C
1,53
347
N N
1,50
155,0
O O
1,475
142,6
S S
2,07
_
Uvedené vazby jsou ovšem nepolarizované v tom případě, že substituenty na obou atomech jsou stejné.
89
β)
Polarizované jednoduché vazby
δ+
δ-
C
F
1,40
C
Cl
1,76
1,56
C
Br
1,48
C
I
1,94 2,16
C
O
1,42
0,86
C
S
C C N O
N H H H
1,82 1,47 1,07
0,95 0,40
5.1.1.2.
délka (nm)
dipólové momenty vazeb D (Debye) 1,51
1,29
0,3 1,31
1,01 0,96
1,58
Dvojná vazba
Dvojná vazba je tvořena σ-vazbou a vazbou π, která vzniká překryvem elektronů v p orbitalech obou sp2 hybridizovaných atomů. Tím je znemožněno volné otáčení. α) nepolarizované, např.: vazebná energie (KJ/mol) délka (10-10 m) C C
1,32
613,4
N N
1,23
460,6
β)
polarizovaná dvojná vazba, např.:
δ+
δ-
délka (10-10 m)
vazebná energie (KJ/mol)
O
1,22
720-760
N H
1,29
351,7
90
5.1.1.3.
Trojná vazba
Trojná vazba se skládá ze σ vazby a dvou v rovinách na sobě kolmých π vazeb mezi dvěma sp hybridizovanými orbity. délka (10-10 m) C C 1,20 C N
1,16
5.1.2.
Konjugace a její vliv na vlastnosti a reaktivitu
5.1.2.1.
Mesomerní stav
Shora uvedené příklady byly vlastně jen mezními případy vazeb. Ve skutečnosti existuje plynulý přechod od vazeb jednoduchých k trojným. Na existenci takových přechodných vazeb upozorňovaly již poměrně dlouho potíže s vyjádřením struktury i u některých poměrně jednoduchých sloučenin. Tak např. v předminulém století formulovaná struktura nitrosloučeniny O R N O odporovala oktetovému pravidlu. Struktura + R N
O O
-
již toto pravidlo respektovala, ale nevystihovala skutečnost, že obě vazby k atomu O jsou rovnocenné a že zlomkový záporný náboj na obou atomech je stejný. To již vedlo k formulaci, δ2δ + O .. . R N .. . Oδve které jsou obě vazby k atomu O rovnocenné a jsou přechodem mezi vazbou jednoduchou a dvojnou. To bylo potvrzeno změřením délky vazeb metodou rentgenové difrakce. Tutéž strukturu můžeme popsat též pomocí dvou mezních vzorců, které nám říkají, že skutečný stav molekuly leží přesně uprostřed, takže obě vazby jsou rovnocenné a jsou přechodem mezi vazbou jednoduchou a dvojnou.
91
+ R N
O O
+ R N
-
O
-
O
E
míra překryvu p orbitů Ptáme-li se, jaká je vlastně podstata těchto vazeb mezi atomem dusíku a atomy kyslíku, vidíme, že obě jsou tvořeny σ vazbou a elektronovým π oblakem, který vznikl současným překryvem všech tří p-orbitů. Tento stav molekuly nazýváme stavem mesomerním. Mesomerní stav je tedy energeticky nejvýhodnější stav molekuly, ve kterém dochází k maximálnímu, ale současně nejvýhodnějšímu překryvu všech sousedních p orbitů. Položíme-li si dále otázku, jaký význam mají oba mezní vzorce, zjistíme, že to nemusí být pouze grafické vyjádření zmíněného mesomerního stavu, ale znázornění excitovaných stavů molekuly. Do těch se molekula může dostat pouze dodáním energie, která by dostačovala ke zrušení současného překryvu p-orbitů neboli stavu mesomerního a označuje se jako energie mesomerní nebo resonanční, případně delokalizační. Její velikost nám tedy napovídá, jaká je míra zmíněného překryvu neboli konjugace a můžeme ji též chápat jako rozdíl mezi potenciální energií stavu nekonjugovaného a stavem mesomerním. Čím je tato energie vyšší, tím je systém stabilnější, což se projevuje např. v odporu k reakcím, které by mesomerní stav porušily.
5.1.2.2.
Princip výpočtu mesomerní energie
Z toho co bylo uvedeno vyplývá i princip výpočtu mesomerní energie jako diference mezi vypočtenou hodnotou reakčního tepla (např. spalného nebo hydrogenačního) hypotetického systému nekonjugovaného a naměřeného reakčního tepla stejného typu systému konjugovaného. Např. mesomerní energie mesomerního systému jakým je benzen, vypočteme jako rozdíl hydrogenačního tepla hypotetického cyklohexa-1,3,5-trienu a naměřenou hodnotou hydrogenačního tepla benzenu. Vycházíme při tom z předpokladu, že kdyby nekonjugovaný cyklohexatrien existoval, musela by být hodnota jeho hydrogenačního tepla trojnásobkem hydrogenačního tepla pro alkeny.
92
H KJ /mol H2C CH2
+
H2
+
3 H2
+
3 H2
- 125,6
H3C CH3
3x (-125,6) = -376,8
hypotetický cyklohexatrien Pt
- 216,6 E = -376,8 - (-216,6) = -160,2 M
benzen
Mesomerní energie benzenu tedy činí 160,2 KJ/mol.
5.1.2.3.
Typy mesomerních systémů
Musíme si uvědomit, že při psaní celé řady strukturních vzorců se vlastně dopouštíme nepřesností v tom, že uvedená struktura je vlastně jen jedním z mezních vzorců mesomerního systému a z grafických důvodů ostatní mezní vzorce neuvádíme. Při hodnocení vlastnosti takové molekuly však tuto zanedbanou konjugaci nesmíme pominout. Na základě obecného principu, že každý systém se nalézá ve stavu s nejnižší potenciální energií si tedy musíme uvědomit, že kdykoliv se nám ve strukturním vzorci nabízí konjugace, musíme s ní počítat. Jedinou podmínkou, která musí být splněna je podmínka sterická. Konjugace může nastat jedině tehdy, mohou-li zúčastněné p-orbity ležet v jedné rovině. Tato podmínka však bývá ve většině případů splněna. Které typy konjugace musíme, je-li uvedená podmínka splněna, brát v úvahu? 5.1.2.3.1. Isovalentní konjugace Název odvozený od toho, že všechny mezní vzorce obsahují stejný počet vazeb a nastává tehdy, když v sousedství s π vazbou je p orbit obsazený úplně, částečně nebo je vakantní.
93
a) Např.
Konjugace π vazby se sousedním volným elektronovým párem.
+ R N
O
+ R N
-
O
O O O
O R C
-
R C
-
O
-
O
+ NH2
NH2 R C
R C NH2
+ NH2
E
E
Ve všech uvedených příkladech se jedná o zcela symetrické mesomerní systémy, jejichž mesomerní stav se nalézá přesně uprostřed mezi oběma mezními vzorci a ∆E je na obou stranách stejná. Další příklady: +
Cl
Cl
CH2
H2C H
H
O
O
R
R
-
+ O H N H R C + NH2
O H NH R C NH2
E
94
Tyto příklady znázorňují nesymetrické mesomerní systémy. Mesomerní stav se zde nalézá blíže k levé základní struktuře proto, že u pravého mezního vzorce dochází k oddělování nábojů, což působí proti konjugaci. Mesomerní energie je zde rozdílem mezi pravděpodobnějším mezním vzorcem vlevo a mesomerním stavem na levé straně. (Energie na straně pravé odpovídá excitační energii k dosažení pravého mezního vzorce). b) Konjugace π vazby nepárovým elektronem Např. symetrická mesomerie allylového radikálu
.
. CH
H2C C CH2 H
2
C CH2 H
E
nebo nesymetrická
. CH
2
C O H
H2C C O H
.
E
zde sice nedochází k oddělování nábojů, výhodnější je však radikál na méně elektronegativním uhlíku. c) Konjugace π vazby s vakantním p orbitem. Např. symetrická mesomerie allylového kationtu H2C C CH2+ H nebo nesymetrická mesomerie vinylboranů: R H2C C B H R
+ CH2
+
95
CH2
C CH2 H - R C B H R
5.1.2.3.2. Normální konjugace Zde dochází k překryvu p orbitů mezi dvěma π vazbami. Např. H H H C C + H C C H H H H H
H C C H H
H C C H
C C H
+ C C
H H
H
H H H
. C
C
.C H H
C H
E
nebo + CH2-CH=CH-CH=CH-CH=CH-CH2
CH2=CH-CH=CH-CH=CH-CH=CH2
Na rozdíl od isovalentní konjugace se liší další mezní vzorce základního mezního vzorce tím, že mají o vazbu méně. Tato mesomerie je rovněž nesymetrická vzhledem k tomu, že překryvem p orbitů dochází buď k oddělování nábojů nebo elektronů.
5.1.2.4.
Aromatický stav
Jedná se o mesomerní stav zvlášního charakteru, vyznačující se mimořádně vysokou mesomerní energií. a) Pohled do historie Již v předminulém století bylo známo, že uhlovodíky alifatické o sumárním vzorci CnH2n+2 nebo monocyklické o vzorci CnH2n jsou velmi málo reaktivní (což se testovalo např. odbarvování bromové vody nebo roztoku KMnO4). Oproti tomu sloučeniny s menším počtem atomu vodíku, např. CnH2n v řadě alifatické nebo CnH2n-2, CnH2n-4 atd., tak zvané uhlovodíky
96
nenasycené byly velmi reaktivní k nejrůznějším činidlům (při testování okamžitě odbarvovaly bromovou vodu i manganistan). Bylo proto překvapením, když v roce 1824 Faraday vyisoloval uhlovodík sumárního vzorce C6H6, tedy uhlovodík vysoce nenasycený (CnH2n-6), který se choval zcela anomálně, poněvadž neposkytoval žádné reakce typické pro nenasycené sloučeniny. Takových sloučenin bylo brzy poznáno více a posléze vytvořily celý úsek organické chemie, označovaný jako řada aromatická. Typickými vlastnostmi těchto sloučenin bylo, že ač velmi nenasycené, měly odpor k adičním reakcím, probíhaly u nich reakce substituční a byly velmi stabilní. Ve snaze vysvětlit toto zvláštní chování, byly u nejjednodušší sloučeniny tohoto typu, která byla nazvána tehdy jako benzol později benzen navrženy různé struktury, které měly toto anomální chování vysvětlit. Místo Kekuleho formulace benzenu jako cyklohexatrienu, který by se měl chovat jako sloučenina vysoce nenasycená byla navržena např. struktura
(Dewar) nebo struktura neobsahující žádnou násobnou vazbu
(Ladenburg). (Oba tyto uhlovodíky byly později připraveny a jedná se na rozdíl od benzenu o látky značně nestálé).
Nejpřijatelnější v tehdejší době byla Thieleho teorie parciálních valencí. Thiele vysvětloval chování nenasycených sloučenin tím, že u dvojné vazby je jedna vazba silnější a poněvadž druhá je slabší, zbývá na každém atomu tzv. parciální valence, která je příčinou adičních reakcí: C C
U cyklohexatrienu však dochází k vnitřnímu vysycení těchto parciálních valencí, takže k adičním reakcím nemůže docházet.
. . . . .. . . . .. .
Vadou této teorie však byla skutečnost, že platila právě jen pro benzen a od něj odvozených uhlovodíků. Analogická sloučenina s osmičlenným cyklem jakou je cyklooktatetraen se chovala jako sloučenina vysoce nenasycená a cyklobutadien se tehdy vůbec nepodařilo ani připravit, 97
i když typická pro aromáty je jejich snadný vznik a stabilita. Ze tří analogických, cyklických plně konjugovaných uhlovodíků byl tedy aromatický pouze střední, tedy benzen.
Thieleho teorie parciálních valencí musela být z tohoto důvodu opuštěna. b) Hückelovo pravidlo Teprve na základě kvantově-chemických výpočtů se podařilo nejen vysvětlit, proč se shora uvedených tří uhlovodíků je aromatický jen benzen, ale dokonce i předpovědět aromaticitu jiných systémů. Podmínky aromaticity dle Hückela jsou následující: 1. Systém musí být cyklický a plně konjugovaný 2. Cyklus musí být planární 3. Počet π elektronů má odpovídat posloupnosti 4n+2, kde n = 0, 1, 2, 3 …… . Tomu tedy odpovídají následující čísla. n 0 1 2 3 4 5 6 7 4n+2 2 6 10 14 18 22 26 30 Jak vidno, cyklobutadien se 4 π elektrony nesplňuje podmínku pro počet π elektronů, stejně jako cyklooktatetraen (8), který navíc ještě není planární. Pouze benzen se 6 π elektrony a díky planaritě všechny podmínky splňuje. Zářným potvrzením Hückelova pravidla jsou nebenzoidní aromatické systémy s jinými než šestičlennými cykly jako je Pro n = 0: (= 2 π elektrony) cyklopropeniový kationt R
R
R
R
+ + R
R
R
+
+ R
R
Pro n = 1: (= 6 π elektronů) cyklopentadienylový aniont
98
R
R
R
-
-
-
-
-
Všechny pětičlenné heterocykly mající na heteroatomu volný elektronový pár, jako je např. pyrrol -
-
N
+N
+N
N+
N+
Cykloheptatrienylový (tropyliový) kation
atd.
+ +
+
Pro n = 2 (10 π elektronů), jak je tomu v nejjednodušším případě u cyklodekapentaenu nastává velká komplikace spojená s deformací valenčních úhlů nebo s transanulárními interakcemi, takže oba geometrické isomery cyklodekapentaenu jsou nearomatické. U planární konformace cyklopentadekaenu by docházelo k velké deformaci valenčních úhlů, konformace bez deformace valenčních úhlů zase není planární, takže z toho důvodu podmínka aromaticity není splněna.
HH
Je však splněna u dianiontu, vzniklého reakcí cyklooktatetraenu s draslíkem. Zde zisk mesomerní energie byl vyšší než energie deformace valenčních úhlů při změně na planární uspořádání tohoto dianiontu
99
+
2K
-
2 K+
- 2K
-
2-
+
2 K+
Planární a aromatický je i azonin + N H
N H
atd.
Pro n = 3 (14 π elektronů) Podmínky aromaticity by v tomto případě mohl splňovat cyklotetradekaheptaen, bohužel žádná z možných konformací, ani annulen [14] není planární a tedy ani aromatický
H H H H
annulen [14] Pro n = 4 (18 π elektronů) V tomto případě splňuje podmínky aromaticity annulen [18], který již má planární konformaci
Všechny aromatické systémy se vyznačují vlastnostmi, které bývají označovány jako aromatický charakter. Ten se v nejvyšší míře projevuje u systémů s nejvyšší mesomerní energií jako je např. benzen a je tím myšlen především odpor ke všem reakcím, které by narušovaly aromatickou konjugaci jako jsou všechny reakce adiční a naopak podporovány reakce při nichž dochází ke zvýšení konjugace, jak je tomu u většiny substitučních reakcí. Kromě uvedených monocyklických arenů aromatickou řadu vytvářejí i planární kondenzované benzoidní systémy naftalenu počínaje a grafitem konče. Na příkladu grafitu
100
právě vidíme, že díky vysoké aromatické delokalizační energii je nejstabilnější modifikací uhlíku, na kterou za vysoké teploty přechází i diamant. Zajímavou skupinu aromatických sloučenin tvoří i sloučeniny se sandwichovou strukturou, jako jsou sloučeniny, u nichž se nalézá mezi dvěma cyklopentadienylovými cykly centrální atom přechodných kovů. Nejdéle známý je ferocen
Fe
u něhož si atom Fe doplňuje 10 elektrony z obou cyklopentadienylových cyklů elektronovou konfiguraci až na krypton a současně se na jeho systému podílí i 2 elektrony z orbitů s a 6 z orbitů d, takže získáváme opět číslo 18 (dle Hückelova pravidla pro n = 4), tak jako u planárních aromátů.
5.1.2.5.
Shrnutí pravidel pro správné znázornění mesomerního stavu a vzájemné srovnání různých typů konjugace na základě odhadu jejich delokalizační energie
Z množství příkladů, které jsme na předchozích stranách uváděli již automaticky vyplývá pravidlo pro správné psaní mezních vzorců: a) Žádný z mezních vzorců se nesmí lišit postavením atomových jader, struktury se liší pouze elektronovým uspořádáním. (Pokud by tato podmínka nebyla splněna, už by se v žádném případě nemohlo jednat o mesomerii, ale o isomerii). b) Žádný z mezních vzorců se nesmí lišit počtem nepárových elektronů a jejich spinem. Tak např. v následujícím příkladě mesomerní stav popisuje pouze první dva mezní vzorce, třetí je excitovaným stavem. H2C C C CH2 H H
c)
.
CH2
.
C C CH2 H H
.
CH2
.
C C CH2 H H
Ze všech formálně správných mezních vzorců vyloučíme ty, které znázorňují nevýhodné struktury. Např. v následujících příkladech popisují mesomerní stav pouze první dva mezní vzorce, zato třetí, i když je formálně správný, vyloučíme, poněvadž elektronový deficit se nachází na elektronegativnějším atomu:
H2C C C O H H + O R C C N H H O
+ CH2
C C O H H
+ + O R C C N H O H
101
CH2
C C O H H
+
+ + O R C C N H O H
Naopak, čím více nejen formálně správných vzorců popisuje mesomerní stav, tím je obvykle mesomerní (delokalizační) energie vyšší, poněvadž elektronový oblak je bohatěji delokalisován. Např. NH2+
NH2
H
H NH2
+ NH2
NH2+
NH2
H2N
H2N
NH2 O
-
NH2
O
O N
O O
-
- +O O N O
- +O O N O
-
NH2+
-
NH2
NH2+
NH2
NH2+
H2N
NH2
NH2
+ NH2
-
O N + O N
+
NH2
NH2
NH2
NH2+
H2N
+ NH2
NH2
Následující aniont dipikrylaminu můžeme popsat dokonce pomocí sedmi mezních vzorců, které vyjadřují konjugaci všech nitroskupin s aniontem sekundární aminoskupiny, z nichž zde uvádíme jen mezní vzorce týkající se levého benzenového jádra. Analogické 3 mezní vzorce by se týkaly jádra pravého.
102
NO2 O2N O2N
O
N
-
NO2 O2N
+ - N O
NO2
N
NO2
NO2 O2N
NO2 O2N
O-
O N O2N +
O2N O2N
N
O2N
NO2
- + O N -O2N O
N
NO2
NO2 O2N
To však není vše, poněvadž by bylo nutno znásobit toto číslo počtem mezních vzorců, u kterých je znázorněna isovalentní konjugace O O + + N N O O každé z nitroskupin. Z toho však vyplývá, že delokalizační energie uvedeného aniontu bude velmi vysoká.
103
Srovnáme-li velikost mesomerní energie podle typu konjugace, pak k systémům s nejnižší energií náleží ty, u nichž se jedná o normální konjugaci, např. + CH C C CH H2C C C CH2 2 2 H H H H nebo systémy s nesymetrickou isovalentní konjugací, např.
CH2
H2C C Cl H
C Cl H
+
Vyšší delokalizační energií mají systémy se symetrickou isovalentní konjugací, jako je např. karbonátový dianiont O - O O O O O O O O Nejvyšší, jak již bylo uvedeno, je pak u aromatických sloučenin. Zde mají nejvyšší delokalizační energii sloučeniny, u nichž aromatickou konjugací nedochází k rozdělování nábojů -
+
N
nižší pak u aromátů, kde rozdělování nábojů působí proti aromatické konjugaci, jako jsou např. pětičlenné heterocykly O
O+
O+
Nižší než u benzoidních struktur je rovněž delokalizační energie kondenzovaných arenů, vztáhneme-li celkovou energii na jedno aromatické jádro. Např. u naftalenu má plně benzoidní konjugaci pouze 1. mezní vzorec.
u anthracenu již žádný mezní vzorec s plně benzoidní konjugací všech jader nemáme.
104
+
I
II
III
. . IV
zde dokonce dochází k tendenci rozpojení celkové konjugace za cenu získání dvou plně benzoidních struktur (mezní vzorce III a IV), kdežto u mezních vzorců I a II je plně benzoidní pouze jedno jádro.
5.1.2.6. Některé příklady demonstrující vliv mesomerie na vznik a štěpení vazeb 5.1.2.6.1. Acidobazické reakce a) Zvýšení acidity –OH skupiny vlivem konjugace Nahrazením atomu H u vody acylem dochází ke vzrůstu acidity o několik řádů, díky zvýšení elektronegativity atomu O. Na aciditu vzniklých karboxylových kyselin se můžeme dále dívat i z pohledu mesomerního stavu před deprotonizací, který je méně dokonalý (nesymetrická isovalentní konjugace) a po deprotonizací výhodnější symetrická mesomerie karboxylátového aniontu.
105
O
O
R
R O H
B
+ O
O
+
B H
R O
H
-
-
O R
O
Kyselina dusičná je z toho důvodu kyselejší o dalších několik řádů: O -
-
+ N O H
O
O
O -
O + + - N O H O
B
+ N O H
-
-
+ N O
O
-
O + - N O O
B H + -
O
O
+ N O
O
Zářným případem toho, jak se vzrůstem elektronové delokalizace vzrůstá acidita, jsou kyslíkaté kyseliny chloru. Kyselina chlorná H-O-Cl, kde není žádná konjugace, patří mezi velmi slabé kyseliny. Kyselina chloritá H-O-ClO, kterou můžeme popsat dvěma mezními vzorci je o několik řádů silnější, velmi silná je kyselina chlorečná H-O-ClO2, jejíž elektronovou delokalizaci můžeme znázornit pomocí 3 mezních vzorců a kyselina chloristá H-O-ClO3 je jedna z nejsilnějších kyselin díky vysoké elektronové delokalizaci, kterou můžeme popsat 4 mezními vzorci. Zcela stejným způsobem se můžeme dívat i na aciditu fenolu.
106
O
H
+ H O
+ H O
O -
B
-
O
B H +
-
O -
Na rozdíl od předchozích příkladů zde fenolátový aniont nemá symetrickou mesomerii, mesomerní energie je však vyšší než u fenolu, poněvadž zde nedochází k oddělování nábojů. Podobné příklady by bylo možné uvádět i pro N-H kyseliny a pro C-H kyseliny. Tak např. cyklopentadien je sloučeninou s poměrně malou delokalizační energií normální konjugace, po deprotonizaci však přechází na neobyčejně výhodný aromatický aniont: +
-
B
B H +
-
-
+
b) Vliv mesomerie na bazicitu Pokud protonizací vzniká výhodněji mesomerní stav, je bazicita zvýšena a naopak: K nejsilnějším organickým bazím náleží guanidin následovaný amidiny, + + NH2 NH2 - NH2 NH2 + + H HN NH NH2 H2N NH2 NH2 NH2 NH2
NH
NH2 NH2
+ NH2
H2N
+ NH2
kdežto bazicita aromatických aminů je o několik řádů slabší než bazicita amoniaku.
107
+ NH2
NH2
+ NH2
+ NH3
-
H
+
+ NH2 -
Protonizace aminoskupiny totiž zcela vyřazuje aminoskupinu z konjugace, takže výhodný mesomerní stav popsaný 4 mesomerními strukturami v levé části schématu je zcela znemožněn. Z tohoto důvodu trifenylamin, který je vysoce delokalizovaným útvarem (10 mezních struktur, z nichž jsou ve schématu uvedeny 3) téměř postrádá bazické vlastnosti, poněvadž by protonisací tento výhodný mesomerní stav ztratil. -
N
+ N
H
+
H N
+
atd.
-
+ N
Otázka mesomerie je též rozhodující při určení, na kterém elektronovém páru k protonizaci dochází. Příkladem mohou být např. 4-nitrosodialkylaniliny.
R O N
+ H O N
N R
O N
+ N
R H O N R
108
N R
H+
-
R
+R N R
Ze schématu je patrno, že uvedená protonisovaná forma je výhodnější než struktura neprotonizovaná, u které při konjugaci dochází k oddělování nábojů a zcela nevýhodná by byla protonizovaná forma, R + O N N R
H u které by i ta původní méně výhodná konjugace byla zrušena. Podobně můžeme o místě protonizace rozhodnout u γ-pyronu O
+ H O
O
O H+
O
-
O
+ O
H
O
+ O
H
+ O
výhodná benzoidní konjugace c) Vztah mezi mesomerií a tautomerií Velmi úzký vztah mezi tautomerií a mesomerií existuje u těch konjugovaných systémů, kde je na některém atomu tohoto systému navázán kyselý atom H. Např. Přeměna enolů na stabilnější oxo-tautomery + O H R1 O H O R1 R1 H R2
R3
R2
R3
R2
R3
Přeměna acinitrosloučenin na stabilnější nitro-tautomery:
R1 R2
+ O N O H
O
R1 N R2
-
+ O H
109
R1 H + O N R2 O
Tautomerie u nitroso fenolů
tautomerie N O
H O
+ N O H
O
4-nitrosofenol
mezomerie + H O
N O
N O H
O
chinon-monoxim
Azo-hydrazono tautomerie
tautomerie N N Ar
H O
H
-
+ N N Ar
O
mezomerie N N Ar
+ H O
N N Ar
O
H 5.1.2.6.2. Vliv mesomerie na štěpení vazby C-X (X = halogen) Budeme-li posuzovat reakce typu R
-
R+
X
+
X
pak o její snadnosti nám mnoho napoví mesomerní stav před a po reakci. Proto stoupá reaktivita ve srovnání s methylhalogenidy (R = CH3), u kterých není žádná konjugace od allylhalogenidu až po trifenylmethylhalogenidy. -
H2C C C X H H2
+
X
+ H2C C CH2 H
žádná konjugace
C CH2 H
(delokalizaci znázorňují 2 mezní struktury) -
C X H2
+ CH2
X
+ CH2
+
+
CH2
(delokalizaci znázorňují ještě další dvě mezní struktury)
110
+
HC X
+ CH2
+
X
CH
(delokalizaci znázorňuje ještě dalších 5 mezních struktur)
X
X
+
+
+
(delokalizaci znázorňuje ještě dalších 8 mezních struktur) K reaktivitě zde však přistupují i sterické vlivy. Naopak reaktivita v nahoře uvedeném smyslu je velmi silně snížená u vinylhalogenidů a zvláště u fenylhalogenidů, u kterých by po odštěpení halogenidu došlo ke ztrátě výhodné konjugace: + CH C X H2C C X 2 H H X
+ X
+ X
+ X
-
-
5.1.2.6.3. Vliv mesomerie na štěpení vazby C-C Homolytické štěpení vazby mezi atomy C u alkanů, např. u ethanu na 2 methylové radikály vyžaduje vysokou energii, která se rovná vazebné energii a vzniklé methylové radikály jsou velmi reaktivní a nestabilní.
.
H3C CH3
2 CH3
111
Jsou-li však atomy H u tohoto radikálu substituovány tak, aby mohlo docházet ke konjugaci, je díky elektronové delokalizaci takový radikál stabilizován a jedná se v tom případě o tak zvané stabilní volné radikály. Nejdéle znám je radikál trifenylmethylový (B), který vzniká již za pokojové teploty v benzenovém roztoku hexafenylethanu (A) a dalších 8 mezních vzorcù
. .
2
(A)
(B)
(C)
Vysoká energie štěpení C-C vazby je v tomto případě pokryta ziskem vysoké mesomerní energie delokalizací nepárového elektronu. Na rozdíl od reaktivních volných radikálů, které vyvolávají řetězové reakce, stabilní volné radikály se koligují a sloučeniny tak existují v rovnováze se svým dimerem. V uvedeném příkladě se však trifenylmethylový radikál (B) koliguje na výhodnější dimér (C) a koncentrace volného trifenylmethylového radikálu je poměrně malá. Je-li však p-poloha u fenylových jader obsazená, jak je tomu u hexa-(4-nitrofenyl)ethanu, dochází při rozpuštění v benzenu takřka ke stoprocentní disociaci. NO2
NO2
O2N
O2N
NO2
benzen
2 25 °
NO2
NO2
.
NO2
množství dalších mezních struktur
O2N
Známé jsou však i takové stabilní volné radikály, kterých k žádné rovnováze s koligovaným dimérem nedochází, poněvadž by to znamenalo příliš velkou energetickou ztrátu. Tohoto typu
112
je např. pentafenylcyklopentadienylový radikál, jehož elektronovou delokalizaci můžeme znázornit nejméně 20-ceti mesomerními vzorci
. . (Nepárový elektron může být na každém z pěti atomů cyklopentadienu a v obou o-polohách v p-poloze každého z benzenových jader).
5.1.3. Hyperkonjugace Tento pojem zavedli Baker a Nathan, aby vysvětlili některé vlastnosti a chování určitého vazebného seskupení, které se nedaly dosti dobře vysvětlit doposud existujícími způsoby. Jednalo se např. o dipolové momenty u molekul, kde v sousedství π vazby byla skupina s navázanými atomy H, které byly vyšší než bylo možno očekávat. Např. u formaldehydu by měl být podle stávajících předpokladů dipólový moment vyšší než u acetaldehydu, naměřené hodnoty však ukázaly, že je tomu opačně. H H H C 2,27 D C O C O 2,72 D H H H Podobně je tomu u dvojice kyanovodík a acetonitril: H
H C N
2,59 D
H C
C N
3,51 D
H Podobných nesrovnatelností bylo nalezeno více. Ty se týkaly např. silnějšího aktivujícího vlivu CH3-skupiny než skupiny CH3 H3C CH3
při SN reakcích (viz. str. 163), kde podle +I efektů (viz. str. 121) by tomu mělo
být opačné.
113
R
C X H2
Nu
X
-
R
+
C Nu H2
pro R = -CH3 je reakce podstatně rychlejší než pro R = CH3 H3C CH3
Tyto a celá řada podobných skutečností, včetně vyšší reaktivity –CH2- skupiny sousední π vazby vedly uvedené autory k vyslovení myšlenky, že σ-vazby C
H
H skupiny se mohou
částečně chovat jako volný elektronový pár, který se konjuguje se sousední π vazbou. Tím byly rázem vysvětleny všechny shora uvedené nesrovnalosti. K znázornění hyperkonjugace musíme však použít poměrně absurdních mezních vzorců s odpřaženými atomy H, jejichž atomová jádra (jak plyne z pravidel pro mezomerii) však musí zůstat na svých místech. Např. + H - H + H H R R O H O R H R R O R H + H - H H+ R R O O R R Co nám říkají uvedené mezní vzorce s odpřaženými atomy H? a) Elektronový oblak obou σ vazeb současně se překrývá se sousední π vazbou. Proto, že se to týká obou C-H vazeb současně, musí v mezních vzorcích zůstat tyto odpřažené atomy H přesně na svých místech. b) Odpřažené atomy H představují kladný konec molekuly a karbonylový atom O konec záporný, což jest v souladu s vyššími dipolovými momenty. c) Odpřažené atomy H napovídají, že mají slabě kyselý charakter a budou mít proto tentenci odštěpit se působením bází.
114
To je také pro běžnou praxi organického chemika vlastně systém hyperkonjugovaný přechází na mnohem stabilizovaný mnohem vyšší delokalizační energií. + H H R R B + O R
to nejdůležitější. Po reakci s bazí dokonalejší systém konjugovaný
H C O
H B
+
-
R
H R
R CH
H
O
O
R
R
Pro hodnocení reaktivity molekul je tedy hyperkonjugace důležitá zejména v tom smyslu, že nás upozorňuje na zvýšenou reaktivitu CH2 skupiny u molekul obsahujících seskupení: R-CH2-CH=CH-R, R-CH2-C≡C-R, ale zejména R-CH2-C≡N, R-CH2-NO2 a O
R C H2
R
, kdy přímo mluvíme o reaktivních methylenových skupinách. Z tohoto pohledu se můžeme vrátit zpět k C-H kyselinám, kde např. na kyselé atomy H u cyklopentadienu (str. 109) se můžeme dívat jako na CH2 skupinu 2x hyperkonjugovanou. Vysoce reaktivní CH2 skupiny jsou ty, které se vyznačují dvojnásobnou hyperkonjugací s –CO-, -CN, NO2, -SO2- a podobnými skupinami O O O H R H CN H S R H NO2 H
R
H
CN
H
NO2
O
5.1.4.
H
O
S R O
Vodíková vazba (dříve vodíkový můstek)
Jedná se o poměrně slabou interakci (vazebná energie činí jen 10-40 KJ/mol) mezi atomem H u vazeb F-H, R-O-H a R NH R s volnými elektronovými páry sloučenin F, O a N. Podobné interakce mezi analogickými sloučeninami jiných prvků sice existují, jsou však o několik řádů slabší a lze je proto zanedbat.
115
5.1.4.1.
Intermolekulární vodíková vazba
Nejsilnější je vodíková vazba F-H……F, která se projevuje nejen asociací molekul HF, takže je teplota varu 19,4 °C (zatímco neasociovaný HF by byl plyn těžko zkapalnitelný), ale i tvorbu stabilních sloučenin, jako je KHF2, KH2F3, kde je ještě pevnější vodíková vazba F H F . Poněkud slabší je vazba F-H….O nebo R- O-H……O. Posledně uvedená vodíková vazba je velmi běžná u všech hydroxylových sloučenin O H
O H
O H
R
R
R
a projevuje se rovněž jejich asociací a s tím souvisejícími vysokými body varu. V tomto ohledu zvláštní postavení má voda, kde se uplatňují vodíkové vazby obou atomů H. Nejnázorněji znázorňuje vliv intermolekulární vodíkové vazby následující tabulka, kde jsou vzájemně srovnány analogické sloučeniny, z nichž pouze jedna vytváří silné vodíkové vazby se sloučeninami, u kterých vodíkové vazby neexistují. Sloučenina Mol. hmotnost T. varu (°C)
H2O 18
H2S 34
CH3OH 32
CH3SH 48
100
-60
65
6
CH3-O-CH3 CH3-S-CH3 46 62 -24
37
Se vzrůstem acidity hydroxylových sloučenin R-OH síla intermolekulárních vodíkových vazeb vzrůstá, takže např. u nižších karboxylových kyselin dokonce i za varu bylo ebulioskopicky zjištěno, že se jedná o diméry: O H O R R O H O Velmi vysoké body varu mají sloučeniny, které obsahují v molekule více OH skupin. CH2OH CH2OH CHOH CH2OH CH2OH ethan-1,2-diol glycerol b.v. = 197,4 °C b.v. = 290 °C Intermolekulární vodíkové vazby R-O-H…N jsou ještě slabší a nejslabší z uvedené řady jsou vodíkové vazby
116
R1 N H N R2
. I v těchto případech se však projevuje asociace jako je např. dimerisace pyrazolů. R1 R1 H N N
N
H
N R2
R2
R1
R1 N N
H H
N N R2
R2
Typickou vlastností všech uvedených vodíkových vazeb je jejich zánik se vzrůstající teplotou, takže nad 300 °C již většinou neexistují. Velmi důležitou roli hrají vodíkové vazby v biologických systémech. Jsou s nimi spojeny tak základní životní principy, jako je replikace, transkripce a translace u nukleových kyselin, při nichž právě pomocí intermolekulárních vodíkových vazeb dochází k párování bazí mezi adeninem (A) a thyminem (T), stejně tak jako mezi guaninem (G) a cytosinem (C): H H
H3C
O H N
N N
N H N N
N H O R N
O (T)
N
N H N
N
R
N
R (A)
R
N O H N (C)
H
(G)
Neméně důležitou roli hrají i u proteinů, kde hrají podstatnou roli při jejich prostorovém uspořádání i při jejich interakcích s dalšími biomolekulami.
5.1.4.2.
Intramolekulární vodíková vazba
Vedle shora popsaných vodíkových vazeb intermolekulárních se při vhodném prostorovém uspořádání molekuly můžeme setkat i s vodíkovou vazbou intramolekulární. Ta se snadno vytváří tehdy, když se jejím prostřednictvím může vytvořit 5-členný nebo 6-členný cyklus, jako např.:
117
O
H C H
R
O O
H
O
O
+ O N
R H
H -
O o-nitrofenol
salicyaldehyd
Tyto intramolekulární vodíkové vazby jsou pro molekulu velmi výhodné, takže jsou potlačeny vazby intermolekulární a proto (v případě, že není přítomna druhá skupina, která vytváří intermolekulární vodíkové vazby) se neasociuje. Toto se velmi často používá k jejich oddělení od látek, které se asociují. Tak např. při nitraci fenolu vzniká směs o-a p- isomeru. Molekulární hmotnost o- isomeru díky intramolekulární vodíkové vazbě odpovídá uvedené struktuře, zatímco p-isomer, který ze sterických důvodů nemůže vytvářet intramolekulární vodíkovou vazbu se asociuje tvorbou intermolekulární vodíkové vazby. O
H
+ N
H O
+ O N O
O O
-
+ O N O
H O
H O
asociované molekuly p-nitrofenolu
o-nitrofenol molekula se neasociuje
Při použití separační metodiky, která by při vysoké teplotě nezrušila vodíkové vazby, jako je destilace s vodní parou, vydestiluje nízkomolekulární o-isomer, kdežto asociovaný p-isomer zůstává. Podobně je tomu i při dělení směsi salicylaldehydu a p-hydroxybenzaldehydu, kde s vodní parou vydestiluje pouze salicylaldehyd a asociovaný p-hydroxyaldehyd zůstává v destilační baňce. Vedle vlivu na fyzikální vlastnosti mají intramolekulární vodíkové vazby vliv i na chemické vlastnosti molekuly. Nejvíce ovlivňuje chemické chování t.z.v. intramolekulární vodíková vazba chelátová, na kterou můžeme nazírat jako na zvláštní druh mesomerie, kterým je molekula výrazně stabilizována. Příkladem mohou být např. enolické tautomery β-diketonů: H H O O O O
R1
C H
R2
R1
(A)
C H
R2
(B)
Zde se atom H stává součástí mesomerního systému, což se projevuje již tím, že se jedná o jednu sloučeninu a nikoliv o směs dvou tautomerů, jak by tomu bylo, kdybychom místo symbolu ↔ použili symbol . Pokud by se jednalo o tautomerii, pak energetická bariera mezi těmito tautomery je tak nepatrná, že ani za velmi nízkých teplot není možno 118
tautomery identifikovat. Oproti mesomerii by však z teoretického pohledu byl rozdíl v tom, že atom H by nebyl přesně uprostřed, ale kmital by mezi dvěma tautomerními formami. Pronikavým způsobem intramolekulární vodíková vazba ovlivňuje i aciditu. Srovnáme-li aciditu shora uvedených enolů se zcela analogickou sloučeninou, která však ze sterických důvodů tuto intramolekulární vodíkovou vazbu vytvářet nemůže, jako je dimedon, zjistíme, že tento dimedon je asi o 3 řády silnější kyselinou, poněvadž méně delokalizovaný mesomerní stav před deprotonizací přechází na výhodnější symetrickou isovalentní konjugací: H O O O O B B H +
CH3
H3C
CH3
H3C
-
+ H O
O
CH3
H3C
O
pK = 5,15
-
O
CH3
H3C
Kdežto u shora uvedených systémů s intramolekulární vodíkovou vazbou není žádný velký rozdíl ve velikosti mesomerní energie před a po deprotonizaci, protože výhodný symetrický mesomerní stav před deprotonizací je po deprotonizaci nahrazen podobným symetrickým mesomerním stavem: O O H O O R2 R1 C C R1 R2 H H B B H +
O R1
H C H
O
O
-
R2
R1 C H
R2
Podobně je tomu u řady podobných systémů, jako jsou např. tropolony
119
O
β
α O. H O
γ
O H O
R
R
Zde intramolekulární chelátová vodíková vazba však vytváří 5-členný systém, který je symetrický, takže uvedený derivát může mít pouze další 2 polohové isomery.
5.1.5.
Dvouelektronová třístředová vazba
Tento typ vazby, který je známý u boranů má, jak bylo zjištěno později, univerzálnější platnost a setkáváme se s ní i u sloučenin uhlíku. Prvním signálem, že existuje i v této oblasti byla isomerace a štěpení alkanů účinkem tak zvaných superkyselin jako je např. HSbF6. Dlouho panovala představa, že alkany, které patří mezi nejméně reaktivní sloučeniny se mohou zúčastnit pouze řetězových radikálových reakcí iniciovaných velmi reaktivními radikály a proto byly tyto elektrofilní reakce velkým překvapením. Při reakci alkanů se superkyselinami se mohou vytvářet třístředové vazby jak na vazbě C-H, tak na vazbě C-C a vzniklé karboniové ionty, pak odštěpením H2 nebo nižších uhlovodíků přecházející na ionty karbeniové, které pak podléhají dalším reakcím, včetně přesmyků. H H C H
H H+
+
H C
H
H
R1 R2
C H
H+
+
+
H
R1 H + C R3 H
R2
R3
+
H+
H
C
+ H
R1 + C R2 R3
H +
H
H +
H
+ R1 CH2 + H3C R2
H R1 C C R2 H2 H2
H
H
+ R1 C H2
C R2 H2
+ R1 CH3 + CH2
R2
Vedle těchto nestabilních třístředových vazeb u karboniových iontů se setkáváme s tímto typem vazeb též u karboranů, což jsou sloučeniny velmi stabilní.
5.1.6.
Efekty
O efektech hovoříme tehdy, zajímá-li nás, jak některý atom nebo celá skupina ovlivňuje zbytek molekuly, na který je vázán.
120
Tato kapitola tak vlastně nepřináší žádné nové poznatky, poněvadž všechny již shora uvedené vazebné faktory jsou zde jen aplikovány uvedeným způsobem. Efekty můžeme rozdělit buď podle toho, jestli o nich uvažujeme v klidovém stavu molekuly nebo při reakci na statické a dynamické. Podle mechanismu účinku těchto efektů je pak dělíme na: Efekty indukční (I) – působí prostřednictvím elektronových posunů jak σ, tak i π vazeb. Efekt konjugační (K) – působí na zbytek molekuly prostřednictvím překrývání porbitů. Efekty přímé (F) – působení nikoliv prostřednictvím vazeb, ale přímo prostorem čili elektrostatickým polem (field – F).
5.1.6.1.
Efekty indukční
Jak již bylo řečeno, vyvolávají jej atomy nebo skupiny posunující elektronový pár ve vazbách buď k sobě (-I-efekt) nebo od sebe do systému (+I-efekt). Hodnotíme-li klidový stav molekuly, hovoříme o indukčním statickém efektu (Is) nebo prostě o indukčním efektu, hodnotíme-li tranzitní stav při reakci, hovoříme o dynamickém indukčním efektu (Id) nebo též o efektu induktomerním. 5.1.6.1.1. Indukční efekt (Is) Vyvolávají jej skupiny přitahující nebo odpuzující vazebný σ nebo π elektronový pár. Nejsilnější –I efekt budou mít skupiny s nejvyšší elektronegativitou, nulový efekt podle definice atom H a +I efekt skupiny s přebytkem elektronů, takže můžeme sestavit řadu od skupiny s nejsilnějším –I efektem po skupinu s nejsilnějším +I efektem. -I R F
+
+ R O
R R N
R
+
F
R O
Br
Cl
R N
I
R
R R C
-
Br
Mg
R
R N
-
O
-
CH3
H CH3
H3C CH3
+I
Tato řada zdaleka není úplná, spíše má jen demonstrovat faktory, které jsou nejvýznamnější pro velikost elektronových posunů. Typickou vlastností všech indukčních efektů je okruh jejich působnosti, který se týká jen nejbližší vazby a se vzdáleností prudce klesá. To je dáno tím, že zlomek elektronového náboje na atomu, na kterém se skupina s I-efektem nalézá indukuje jen zlomek tohoto zlomku na atom následující, např.
121
δ-
δ+ CH2
Cl
δ δδ + CH2
δδ+ CH2
(δ = zlomek) Prakticky to lze demonstrovat na poklesu acidity α, β a γ halogenalkanových kyselin. O -3 K = 1,39 . 10 H3C CH2 CH H O Cl H H3C
O CH2
K = 9 . 10 H
O
Cl
-5
O H2C CH2 CH2 C Cl
-5
K = 1,5 . 10
H
O
O K = 1,0 . 10
H3C CH2 CH2 C
-5
OH
vidíme, že acidita γ-chlormáselné kyseliny se již prakticky neliší od kyseliny nesubstituované. Současné působení více efektů na jednom centru. Působí-li na jednom centru efekty stejného znaménka, dochází k jejich vzájemnému oslabení. Demonstrovat to můžeme na poklesu polarity vazeb u chlorovaných methanů: Sloučenina
Cl
CH3
δ+ δ− C Cl
δ (%)
Cl
H H
Cl
20
14
Cl
H Cl
Cl 10
Cl
Cl Cl
Cl 5
Naopak, působí-li na jedno centrum efekty znaménka opačného, polarita může vzrůst natolik prudce, že následkem je polární štěpení vazby. Příkladem může být např. známá haloformová reakce:
122
X X
X
O
-
+
C R
C
O
X
O H
C
C R
X
X
-
O H
X O CHX3
+
R O
X -
C X
-
O +
R H O
5.1.6.1.2. Efekt induktomerní (Id) Jedná se o dynamický indukční efekt, který se uplatňuje nikoliv v klidovém stavu, ale ve stavu transitním. Není názornějšího příkladu pro demonstraci Id-efektu, než je srovnání rychlosti SN2 reakcí u fluor, chlor, brom a jod-derivátů. Při těchto bimolekulárních nukleofilních substitucích (jak podrobněji uvedeme v kapitole 6) přistupuje nukleofil k halogenderivátu z opačné strany za vzniku tranzitního stavu, kde je po určitý krátký okamžik navázán jak halogen, tak přistupující nukleofil. Ten se pak z této strany naváže a vytěsní halogenidový aniont. Nu
-
+
R
X
Nu
-
R
X
Nu
R
+
X
-
Již z naznačeného schématu vyplývá, že rozhodující není klidový stav, ale stav tranzitní, u něhož vlivem Id efektu dochází k dodatečné polarizaci vazby. Induktomerní efekt (Id) je tedy zvýšení polarity vazby na reakčním centru působením reakčního činidla a jeho velikost proto nezáleží na polaritě této vazby, ale na její polarizovatelnosti. Uvedený příklad jsme zvolili i z toho důvodu, že je zde naprostý rozpor mezi hodnocením klidového stavu a stavem tranzitním. Zatím co dle klidového stavu by měl být nejreaktivnější fluorderivát, u něhož je polarita vazby nejvyšší a nejméně reaktivní jodderivát, je skutečnost zcela opačná poněvadž vazba C-I je mnohonásobně polarizovatelnější než vazba C-F. Tomu také odpovídá rozdíl v reakční rychlosti,který činí několik řádů. Vzhledem k tomu, že pro induktomerní efekt je zásadní otázka polarizovatelnosti, zbývá odpovědět na otázku, na čem je tato polarizovatelnost závislá. Z uvedeného příkladu vyplývá, že je nepřímo úměrná elektronegativitě a ta může souviset jak s postavením daného atomu v periodickém systému, tak na náboji. Proto polarizovatelnost stoupá v řadě F, Cl, Br, I, ale i v řadě F, O, N, C a nebo v řadě
123
R + O R
5.1.6.2.
R O
R O
-
Efekty konjugační (K)
Jak říká název, tyto efekty přímo nesouvisí s elektronovými posuny, ale s mírou překrývání p-orbitů a v důsledku toho nepůsobí jen do nejbližšího okolí substituentů, ale ovlivňují mesomerii celého konjugovaného systému i na nejvzdálenějších jeho částech. Rovněž zde rozlišujeme statický efekt mesomerní (M) a dynamický elektromerní (E). (V západních zemích se většinou oba tyto efekty označují jako elektromerní (E)). Znaménko tohoto efektu opět souvisí s tím, zda skupina konjugací elektrony do systému dodává (+M-efekt) nebo odčerpává (-M-efekt). Tato znaménka nemusí souhlasit se současně existujícími efekty indukčními, takže např. halogeny působí +M a –I efektem.
Cl 5.1.6.2.1. Efekty mesomerní (M) +M-efektem působí všechny atomy a skupiny mající volný elektronový pár navázaný na nenasycené systémy resp. systémy aromatické. Např.: R
R N
R
-
R
+ N
R
+ N
R -
R
+ N
R
-
Velikost +M-efektu je většinou nepřímo úměrná elektronegativitě a přímo úměrné elektronové hustotě, takže můžeme sestavit např. následující řady se stoupající velikostí +M efektu: H H O F O N H -M-efektem působí naopak skupiny, které nejčastěji prostřednictvím normální konjugace odčerpávají elektrony ze systému, např.: O O + R C C R R C R H H H H O
+ - N O
O
O
+
+ - N O
-
124
O
+ N
+
-
O O
+ N +
Velikost tohoto –M efektu je většinou přímo úměrná elektronegativitě koncového atomu π vazby a znaménko se současně působícím –I-efektem je vždy stejné. + N N
+ N N
+ - + N N
- + N N
+
+
Působení –M-efektu může být silně sníženo zkříženou konjugací, např. O O
O
-
-
+
O-
-
O
O O
O-
+
O-
-
O
-
+
Méně častý je –M efekt, při kterém se tato skupina konjuguje isovalentně, např.: R B R
R B R
+
R B R
+
R B R +
5.1.6.2.2. Efekt elektromerní Jedná se o dynamický efekt, při kterému dochází teprve při reakci k dodatečnému prohloubení konjugace klidového mezomerního stavu. Často se jedná o posun k tomu meznímu vzorci, který je od mezomerního stavu energeticky nejvíce vzdálen. Tak např. při elektrofilní substituci chlorbenzenu teprve ve stavu π komplexu dochází k posunu, kde v o- a p- polohách je dostatečná elektronová hustota, která je v klidovém stavu molekuly poměrně malá.
125
Klidový stav
Cl
Cl
+
Cl
+
Cl
-
+
E+
π-komplex
Cl
Cl
+
Cl
+
Cl
-
E
+
E
+
+
-
E
+
E
σ-komplex
E
Cl
+
Cl
+
Cl
H
+ E H
E
H
- H+
Reakční produkty Cl
Cl E
E
126
+
5.1.6.3.
Efekt přímý (F-efekt)
Jedná se o přímé elektrostatické působení náboje prostorem. Jeho velikost bude jistě záviset na náboji nebo elektronové hustotě dané skupiny a vzdálenosti od reakčního centra molekuly, což jest více méně samozřejmé. Velmi obtížné je však rozlišit tento efekt od všech ostatních efektů indukčních případně i konjugačních, které vždy nedílně s tímto přímým efektem působí. To se zdaří nejlépe, nalezne-li se situace, kdy F efekt může zastínit působení efektu indukčního. Příklad toho je rozdíl v aciditě dvou isomerních kyselin benzoových substituovaných kvarterní amoniovou skupinou v m- a p-poloze. Vzhledem k tomu, že –I efekt skupiny -N⊕(CH3)3 se šíří v benzenovém kruhu daleko silněji z p-polohy než z polohy m-, měl by být silnější kyselinou p-isomer ovšem v případě, že by F-efekt neexistoval. To, že byla experimentálně nalezena vyšší acidita u m-isomerů svědčí o tom, že dochází k zvýšení polarity O←H vazby přímým prostorovým působením.
O C O
O H
C O
H CH3
H3C
+ N CH3 CH3
+ N CH3 CH3
pKa= 4,42
pK = 4,22 a
Známé je i přímé prostorové působení π-elektronů. Např. hydrolýza nenasyceného tosyloxyderivátu (B) je 11x rychlejší než tatáž reakce u analogického derivátu nasyceného (A).
127
Y
H2O
Y
H2O
OH
+
Y OH
OH
+
Y OH
(A)
11x rychlejší (B)
O
Y=
H3C
S O O
128
5.1.7.
Celkový pohled na vlastnosti a reaktivitu dané sloučeniny z hlediska vazebných faktorů Nejdříve zjistíme, zda celá molekula nepředstavuje konjugovaný systém a v případě,
že nikoliv, pak hodnotíme z tohoto hlediska jednotlivé části molekuly. Užitečné je soustředit se nejdříve na energeticky nejvýznamnější vazebné faktory a pak na slabší přibližně v následujícím pořadí: 1)
Aromatická konjugace a její typ dle odhadu velikosti delokalizační energie a stupeň její prokonjugovanosti s dalšími částmi molekuly
2)
Ostatní typy konjugace a) symetrická isovalentní b) nesymetrická isovalentní c) normální konjugace
3)
Chelátová intramolekulární vodíková vazba
4)
Hyperkonjugace s –NO2,
O S
,
C N
C O,
O
a
skupinami 5)
Acidobazické vlastnosti a) acidita, její typ a síla b) bazická funkce a síla bazicity
6)
Isolované násobné vazby a) Polarizované C O,
C S ,
C N
,
b) Nepolární C C
7)
C C
,
Polarizované jednoduché vazby a jejich polarizovatelnost a) -O←H, -S←H, -N←H b) C→F, C→Cl, C→Br, C→I c) C→O, C→S, S→N d) C←kov
129
C N
podobnými
8)
Hyperkonjugace s C C
a
C C
vazbou 9)
Hodnocení fyzikálních vlastností a) Intermolekulární vodíkové vazby, jejich typ a počet b) Jiné možnosti asociace molekul c) Poměr hydrofilních a hydrofobních skupin v molekule d) Chromororní skupiny, např. –N=O, konjugovaný systém, u něhož skupina s +M efektem v konjugaci se skupinou s –M efektem konjugací –N=N- a C N skupinou systému s více konjugovanými násobnými vazbami.
5.2. Sterické faktory Při hodnocení vlastností a reaktivity molekul hraje prostorové uspořádání zásadní roli, poněvadž na něm závisí prostorová přístupnost reakčních center a významnou roli může hrát i při tvorbě a štěpení vazeb.
5.2.1.
Obecné údaje o prostorové stavbě molekul
5.2.1.1.
Základní parametry
Základní parametry, na kterých závisí celkový tvar molekul jsou, jak již bylo uvedeno v kapitole 2 délka vazeb, vazebné úhly a faktory související s volnou otáčivostí.
5.2.1.2.
Rozdělení molekul v závislosti na uspořádání řetězce
Celkový tvar molekuly dále závisí i na způsobu seřetězení jednotlivých atomů. Mezními případy jsou molekuly alifatické (s řetězem otevřeným) a cyklické a oba tyto typy můžeme ještě dále dělit. Přehledně to lze znázornit takto: Molekula
-
alifatická cyklická
-
nevětvená
(A)
-
větvená
(B)
-
isocyklická
-
nearomatická (C)
-
aromatická
-
heterocyklická-
(D)
nearomatická (E) aromatická
(F)
-
sandwichovitého typu
(G)
-
katenany
(H)
130
Např. (A)
(B)
CH3-(CH2)m-O-(CH2)n-S-(CH2)o-CH3 H H3C C N
CH3 CH3
CH3
CH3 CH3
(C)
(D)
(E) O
(F) S
(G)
(H)
Me
(CH2) m
Kromě těchto mezních typů molekul
(CH2)
n
se setkáváme s molekulami kombinovanými, které
obsahují např. jak část alifatickou, tak i cyklickou.
131
5.2.1.3.
Celkový tvar molekuly
5.2.1.3.1.
Molekuly obsahující alespoň jednu jednoduchou vazbu s volnou otáčivostí atomů
Díky nejrůznějším konformacím řetězců i cyklů může molekula jako celek nabývat nejrůznějších tvarů od útvaru kulově symetrického, různě protáhlého vejcovitého tvaru až po molekuly vláknité. Podle počtu jednoduchých vazeb pak může molekula často měnit tvar podle toho, je-li v krystalickém stavu (u nízkomolekulárních i v kapalném nebo plynném stavu) nebo v roztoku, kde ještě tvar molekuly často závisí na interakcích s molekulami rozpouštědel různého typu. Jako příklad mohou sloužit nejen různé nízkomolekulární alifatické sloučeniny, ale i proteiny a jiné biopolymery. 5.2.1.3.2.
Rigidní molekuly
Zcela rigidní jsou molekuly, které neobsahují žádnou vazbu s volnou otáčivostí. Tohoto typu jsou např. kumulované systémy, které díky sp hybridizaci leží v přímce:
C (C C) C n
a alkiny
K dalším rigidním útvarům patří i sloučeniny s troj- a čtyřčlennými kruhy.
a většina můstkových alicyklů bez ohledu na velikosti jednotlivých cyklů
bicyklo[2,2,1]heptan
kuban
prizman
K typickým rigidním molekulám patří konečně planární nekondenzované i kondenzované areny
benzen
naftalen
azulen koronen
132
5.2.2.
Sterické poměry u alifatických sloučenin
U alifatických sloučeni je prostorové uspořádání závislé na počtu jednoduchých, dvojných i trojných vazeb i na větvení řetězce.
5.2.2.1. a)
Sloučeniny neobsahující násobné vazby Sloučeniny s přímo probíhajícím řetězcem
Nejjednodušším příkladem tohoto typu jsou n-alkany CnH2n+2. Zde existuje volná otáčivost na všech vazbách, takže se mohou vytvářet nejrůznější konformace, které na každé vazbě R-CH2-CH2-R můžeme nejlépe znázornit Newmanovou projekcí (viz. str. 21). Nejvýhodnější je zde konformace anti-periplanární, nejméně výhodná syn-periplanární: R R
R
R
R
R
R R
syn-periplanární
syn-klinální
anti-klinální
anti-periplanární
Jak se mění v závislosti na konformaci tvar molekuly si mohou nejlépe znázornit na možných planárních konformacích C3H8, C4H10, C5H12 a C6H14: C3H8
. . C4H10
.
.
.
.
C5H12
. .
.
.
.
C6H14
133
.
.
.
. . .
.
.
.
.
.
S délkou řetězce možných konformací rychle přibývá. b)
Sloučeniny s větveným řetězcem Všechny zásady uvedené pro sloučeniny nevětvené platí i pro řetěz větvený. Zbývá jen otázka, jak dalekosáhlé větvení je vůbec možné. Např. u větvených alkanů
maximální větvení, při němž je vždy každý atom C vázán na další atom C, není ze sterických důvodů možné. Nejlépe to vynikne, uvedeme-li počet atomů uhlíku v polohách α, β, γ atd. od zvoleného centrálního atomu C, kde v každé další poloze je vždy trojnásobek atomů.
C C C C βC β
Cα C β C C C C C C
C Cα
C
Cα Cβ Cγ Cδ Cε C C C C Cα Cβ Cγ C C C C C
β
C C Mezí maximálního prostorového zaplnění je krystalová mříž diamantu, kde je tento počet podstatně menší. Poloha
α
β
γ
δ
ε
ζ
Neomezené
4
12
36
108
324
972
4
12
24
42
64
92
větvení Kryst. mříž diamantu
Jak vidno neomezené větvení končí v polohách β a v dalších polohách už z důvodu přeplnění prostoru není možné.
5.2.2.2.
Sloučeniny obsahující isolované a konjugované dvojné vazby
U molekul tohoto typu se kromě faktorů uvedených v minulých podkapitolách vyskytují i faktory spojené s charakterem každé dvojné vazby jako je nemožnost volné otáčivosti a vazebné úhly sp2 hybridizace (což bylo již uvedeno na str. 89). Tvar molekuly je pak silně ovlivněn skutečností, že všechny vazby vycházející z atomu, který je vázán dvojnou vazbou leží v jedné rovině a vazebné úhly se pohybují kolem 120°.
134
Např.
H H3C C H3C H H2 C C C C H C H C C H2 H H
s-cis
s-trans
5.2.2.3.
Sloučeniny obsahující trojné vazby
Každá trojná vazba představuje v molekule úsek, kde atomy v jejich sousedství leží v přímce, např. H2 H3C C C C C
R C C C C C C R C CH3
5.2.2.4.
Sloučeniny obsahující kumulované násobné vazby
Jak již bylo uvedeno (str. 77, 80) představuje kumulovaný systém, ležící v přímce velmi rigidní uspořádání, kde valence vycházející z koncových atomů kumulovaného systému leží buď v jedné rovině (u lichého počtu kumulovaných dvojných vazeb) nebo v rovinách na sebe kolmých (u sudého počtu kumulovaných dvojných vazeb) – viz. geometrická a optická isomerie. Např.
H3C H
H
H3C
H C C C CH 3
C C C C H
CH3
Sterické poměry u cyklických systémů
5.2.3.
Jak isocyklické, tak i heterocyklické sloučeniny tvoří neobyčejně rozsáhlou oblast organické chemie a jejich vlastnosti s prostorovým uspořádáním často ještě více než v řadě alifatické. Zajímat nás proto bude nejen jejich stabilita a reaktivita, ale i snadnost jejich tvorby z alifatických sloučenin.
5.2.3.1.
Pnutí v cyklech
Na rozdíl od alifatického řetězce je u cyklických sloučenin již z principu možno očekávat jistá prostorová omezení, která mohou souviset jak s deformací valenčních úhlů, tak i s nevýhodnou konformací řetězce. Jedná se proto o větší nebo menší pnutí v daném cyklu.
135
Pnutí u nasycených cyklů a jeho vliv na konformaci
5.2.3.1.1.
Nejlépe je můžeme demonstrovat na příkladu cykloalkanů. Jedná se zde v podstatě o 3 druhy pnutí a jejich kombinace. a)
Beyerovo pnutí
Tímto pnutím rozumíme rozdíl mezi přirozeným valenčním úhlem sp3 hybridizace (109°28´28´´) a úhlem vynuceným geometrií daného cyklu, což vyplývá z následující tabulky: Cyklus
60
90
(108)
(120)
109-60 = 49
109-90 = 19
(109-108 = 1)
(109-120 = -11)
Vynucený (°) úhel v cyklu Beyerovo pnutí (°)
Maximální Beyerovo pnutí je tedy u cyklopropanu a všech analogických sloučenin, nižší u cyklobutanu a prakticky bez pnutí je cyklopentan. Další hodnoty uvedené v závorce jsou hypotetické a platily by kdyby tyto cykly byly planární. Díky prostorové konformaci však toto pnutí již nehraje roli. b)
Pitzerovo pnutí Toto pnutí souvisí s méně výhodnou konformací, která je vynucena cyklickou
strukturou. Maximální je tehdy, když všechny vazby v cyklu mají vynucenou konformaci synperiplanární, minimální tehdy, pokud žádná vazba v cyklu uvedenou nevýhodnou konformaci nemá a naopak, je-li v cyklu co nejvíce vazeb s konformací co nejvzdálenější od této synperiplanární jako je syn-klinální nebo anti-klinální. Nejvýhodnější konformace antiperiplanární však v cyklu u všech vazeb dosaženo být nemůže. (Pokud se jedná o vzájemnou konformaci vazeb, které vytvářejí cyklus. Antiperiplanární konformace mezi vazbou, která je součástí cyklu a vazbou z cyklu vycházející je možná). Syn periplanární konformace
.
.
Anti periplanární konformace
..
.
. .
pohled ze strany
Newmanova projekce
pohled ze strany
. Newmanova projekce
Je tedy zřejmé, že Pitzerovo pnutí souvisí i s nedostatkem volné otáčivosti atomů kolem vazeb, které zabraňuje přechodu na výhodnější konformaci.
136
Maximální Pitzerovo pnutí je proto u cyklopropanu, kde je u všech vazeb vynucená syn-periplanární konformace:
Stejně velké by bylo Pitzerovo pnutí i u planárních konformací cyklobutanu. Zde však již existuje možnost jeho snížení tím, že atomy, které se podílejí na vazbách vzájemně poněkud pootočí. Následkem toho však dojde k mírnému zvýšení Beyerova pnutí (které u planární konformace cyklobutanu ostatně nebylo velké). Dalším důsledkem je pak mírné úhlopříčné prohnutí čtyřčlenného cyklu, takže cyklobutan není planární, jak se původně myslelo.
Vzhledem k tomu, že planární konformace cyklopentanu by měla jen minimální Beyerovo pnutí a vysoké pnutí Pitzerovo, jsou pro cyklopentan typická prostorové konformace (A) a (B), při kterých dochází k mírnému nárůstu Beyerova pnutí, ale k poklesu pnutí Pitzerova:
(A)
(B)
U cyklohexanu existují 3 konformace bez Beyerova pnutí (C), (D), (E) a e
b
f
c d
(C)
(D)
(E)
Ideální situace je u židličkové konformace (C), která je i bez Pitzerova pnutí. (Všechny dvojice atomu C vazeb v cyklu mají konformaci syn-klinální, což můžeme znázornit Newmanovou projekcí, týkající se např. vazby bc u židličkové konformace (C)
137
a c b
f
e d
kde e a f jsou atomy uhlíku v řetězci. Vazby be a cf tedy při Newmanově projekci svírají úhel 60°, takže se jedná o konformaci syn-klinální). Méně výhodná je vaničková konformace (D), u níž na dvou vazbách je konformace syn-periplanární. Výhodnější než posledně zmíněná je twistová vaničková konformace (E). Podobně je tomu u cykloheptanu, u vyšších cyklů se však počínají projevovat transanulární nevazebné interakce. c)
Transanulární nevazebné interakce Jak již bylo právě uvedeno, počínaje 8-členným cyklem, začíná hrát roli i objemnost
CH2 skupin, kterých přibývá, aniž by docházelo k podstatnému zvětšování cyklu. Setkáváme se zde s novou situací, kdy při snaze o konformaci molekuly zcela bez Beyerova a Pitzerova pnutí zjistíme, že si skupiny CH2 překážejí. Je tedy nutné takové vybočení těchto skupin , aby se do daného prostoru vměstnaly. Tím ovšem dochází ke vzrůstu Beyerova a Pitzerova pnutí. Vidíme tedy, že toto pnutí, označované jako transanulární nevazebné interakce působí vlastně prostřednictvím zvýšení Beyerova a Pitzerova pnutí. Maximum tohoto pnutí je u 10-členného cyklu, kde k nejmenšímu Beyerovu a Pitzerovu pnutí dochází u následujících konformací:
. . Od cykloundekanu výše se vzrůstajícím počtem CH2 skupin již dochází k postupnému rozevírání cyklu a tím i k ústupu těchto transanulárních nevazebných interakcí, takže u makrocyklů nad C18 již existuje řada konformací bez jakéhokoliv pnutí. 5.2.3.1.2.
Sterické poměry u nenasycených cyklů
To, co bylo uvedeno u systémů nasycených, platí i pro cykly s násobnými vazbami. Násobné vazby však vnášejí do systému faktory spojené se zablokováním volné otáčivosti atomů kolem této vazby.
138
a)
Otázka existence trans-cykloalkenů a cykloalkynů Zatímco cis-cykloalkeny mohou existovat od nejnižších cyklů, je zcela zřejmé, že
u trans-isomerů to bude možné až od určité velikosti cyklu, kdy bude překlenuta velká vzdálenost atomů ležících na opačné straně dvojné vazby. CH2
(CH2)
(CH2)
n
n
CH2 n=4
n = 1, 2 ...... cis-cykloalken
trans-cykloalken
Experimentálně bylo potvrzeno, že u trans-cykloalkenů musí být n≥4, takže nejnižším trans-cykloalkenem je trans-cyklookten. Podobná je situace u cykloalkynů, kde je nejnižším známým cyklooktyn CH2 (CH2)
n
n=4 CH2
b)
Bredtovo pravidlo Toto empirické pravidlo, které říká, že u neortokondenzovaných bicyklů nemůže
dvojná vazba vycházet z atomu C společnému oběma cyklům je rovněž spojeno s deformací valenčních úhlů.
může existovat
nemůže existovat
Je zřejmé, že platnost tohoto pravidla bude omezena pouze na nízké cykly, poněvadž při dostatečně velkých řetězcích k deformaci valenčních úhlů nemusí docházet. CH2 H
(CH2)
n
(CH2) CH m
pro m ≥ 3, n ≥ 3 a o ≥ 3 již pravidlo neplatí.
139
(CH2)
o
5.2.3.2.
Konformace a podoba geometrické isomerie u vyšších cyklů
V kapitole 4 jsme viděli, že geometrická isomerie u troj a čtyřčlenných cyklů se v zásadě neliší od geometrické isomerie od alkenů, což souvisí s nemožností volné otáčivosti kolem vazeb. U cyklů vyšších je už díky volné otáčivosti situace podstatně jiná. Nejlépe to vystihneme na příkladu disubstituovaného cyklohexanu. Nejvýhodnější konformací u cyklohexanu je konformace židličková, u které neexistuje ani Beyerovo, ani Pitzerovo pnutí, ani transanulární nevazebné interakce a dalším stabilisujícím faktorem je i volné otáčení kolem vazeb, při kterém dochází k přeměně židličkové konformace A na konformaci B. x y x y B A Na každém atomu C u cyklohexanu jsou vazby k atomu H, nebo k jinému substituentu dvojího typu. Jedna směřuje v podstatě kolmo k rovině proložené atomy 1, 3, 5 cyklohexanu – axiální (a), druhá vazba leží přibližně v této rovině je vazba ekvatoriální (e). Máme-li monosubstituovaný cyklohexan, pak díky volnému otáčení může substituent vázán v židličkové konformaci A axiálně přecházet na židličkovou konformaci B, kde je vázán ekvatoriálně.
X X A
B
Thermodynamicky výhodnější je skupina vázaná ekvatoriálně. To ovšem zcela mění pohled na geometrickou isomerii v případě, že máme disubstituované cyklohexany. Tak u 1,2,-disubstituovaného cyklohexanu se trans-isomery, kde jsou oba substituenty vázány axiálně při změně konformace přemění na konformaci di-ekvatoriální, která podle klasického pohledu vůbec jako trans nevypadá. Pro cis-isomer tedy vlastně zbývá situace, kdy jeden substituent je vázán axiálně a druhý ekvatoriálně.
140
X X 1,2-trans
X
X A
B
X
X
X
1,2-cis X
Podobně u 1,3-disubstituovaných cyklohexanů je zcela zřetelná cis –isomerie diaxiální formy, která se však přemění na výhodnější formu diekvatoriální. Trans isomer má potom jeden substituent vázán axiálně, druhý ekvatoriálně. X X
X
1,3-cis
X A
B X X
1,3-trans
X
X
a u 1,4-disubstituovaného cyklohexanu se trans-diaxiální konformace přeměňuje na výhodnější konformaci 1,4-diekvatoriální. Cis-isomery mají pak jeden substituent v poloze axiální a druhý v poloze ekvatoriální: X X
1,4-trans X
X A
B X
X
1,4-cis
X X
Přehledně to můžeme znázornit t tabulce, ve které je a substituent vázán axiálně, e substituent vázán ekvatoriálně. Isomer cis trans 1,2 a,e e,a a,a e,e 1,3 a,a e,e a,e e,a 1,4 a,e e,a a,a e,e
141
5.2.3.3.
Stabilita a otevírání cyklů
Otevírání cyklu znamená vlastně rozštěpení jedné, případně více vazeb v cyklu a je ještě závislé na povaze těchto vazeb. Nás však na tomto místě bude zajímat otevírání cyklů v závislosti na jejich prostorovém uspořádání, kde největší roli hraje pnutí v cyklu. Z tohoto důvodu je pro srovnání nejlépe zvolit cykloalkany s nepolárními C-C vazbami. Pokud se jedná o cykloalkan bez pnutí, pak je jejich stabilita velmi vysoká a štěpení vazby v cyklu je stejně obtížné, jako štěpení C-C vazby u alkanů. Tím více vyniká role pnutí u nižších cyklů, kde k otevírání cyklů dochází ze mnohem mírnějších podmínek. Např. katalytická hydrogenolýza cyklobutanu nastává již při 180 °C a u cyklopropanu dokonce již při 120 °C. +
H2
Ni 180°
H3C CH2 CH2 CH3
+
H2
Ni 120°
H3C CH2 CH3
Nejvyšší Beyerovo a Pitzerovo pnutí u cyklopropanu se projevuje i otevíráním jinými činidly: Br2 HBr Br CH2 CH2 CH2 Br H3C CH2 CH2 Br Ještě více vynikne snaha o rozevření trojčlenného cyklu u oxiranu, kde k vysokému pnutí v molekule přistupuje i polarita vazby C-O. Oxiran z tohoto důvodu patří mezi vysoce reaktivní sloučeniny sloužící k zavádění β-hydroxyethylové skupiny na nejrůznější nukleofilní centra: O Y H Y CH2 CH2 OH + R1 Y = R-O, R-S,
N
a pod.
R2
5.2.3.4.
Faktory hrající roli při cyklizačních reakcích
Poněvadž způsobů, jakým dochází k cyklizaci vhodných alifatických sloučenin je velmi mnoho, mohou být v této podkapitole uvedeny jen nejobecnější principy. Z tohoto hlediska se v podstatě jedná o 2 faktory. Pnutí tvořícího se cyklu a faktory pravděpodobnostní.
5.2.3.4.1.
Pnutí tvořícího se cyklu
142
To, že nejsnáze budou vznikat cykly s malým nebo žádným pnutím je tak dobře srozumitelné, že se dá vyslovit pravidlo: tam, kde jsou v alifatickém řetězci přítomná reakční centra, která by mohla zreagovat za vzniku 5- nebo 6-členném cyklu, taková reakce velmi snadno probíhá. Zářným případem toho je např. cyklořetězová tautomerie γ- nebo δ-hydroxy karbonylových sloučenin. H2 H2C C R1 HO 2 R2 + HC R2 R2 R1 O R1 O O H O HO Tautomerie tohoto typu je velmi typická pro chemii sacharidů, což můžeme demonstrovat např. na mutarotaci glukozy: HO
H
OH H
O
OH
H OH
O
HO
OH
HO
O
HO
OH
OH
OH
OH CH2OH
Tollensův vzorec
CH2OH
CH2OH
CH2OH
CH2OH O OH
O OH
OH
Haworthův vzorec
Tollensův vzorec
HO
HO OH
Haworthův vzorec
OH OH
rovnováha [α] = 52° D
α-D-glukopyranosa
β -D-glukopyranosa
[α] = + 112°
[α] = + 19°
D
D
(Všimněme si, že při přepisu Tollensova vzorce na Haworthův se substituenty nalézající se u Tollensova vzorce vpravo píší u Haworthova dolů a naopak a skupina CH2OH se u řady D konvenčně píše nahoru.) Podobně tomu může být i u amino-karbonylových sloučenin, jako je alkaloid kotarnin. H2 C
O H2C O O H3C
H
O CH2
N CH3 H O
1/2
O
H2C
N
O O H3C
HO
H
+ CH3
1/2
H2C
N
O O
H
H3C
Ve všech uvedených příkladech vzniká při uzávěru cyklu nové asymetrické centrum. Dalším příkladem může být i snadná tvorba laktonů a laktamů:
143
CH OH 3
H C
- H2O
CH
OH OH
O
O
O
kumarin O O
O O
H3O+
-
NH2
O
- 2 H2O
N isatin
H
I poměrně drastické pyrolytické reakce probíhají ve vysokém výtěžku pokud vedou k tvorbě výhodného cyklu: H2C COO CH2 T 2+ Ba BaCO O (CH ) + (CH2) n 3 2 n CH 2 H C COO 2
n = 2, 3, (4) Uvedené pravidlo platí nejen pro cyklizační reakce shora uvedeného typu, ale i pro reakce cykloadiční, jako je např. cis-hydroxylace: R1
R2
R2
R3
O
O
+
Os
O
R4
R1
O R3
O O Os O O
R1
R2 OH
R3
OH R4
R4
nebo cyklizace dienů CH2
O
O +
S O
CH2
S O
jakož i Diels Alderovy dienové adice COOR CH2
COOR
+ CH2 dien
COOR
COOR dienofil
144
nebo 1,3-dipolární cykloadice R1
N
R1
-
N
N+
+
N
R2
N
R2
N H
H
5.2.3.4.2. Pravděpodobnostní faktor Ten hraje rovněž velmi významnou roli při cyklizačních reakcích alifatických sloučenin a je jasné, že čím dále od sebe budou reakční centra, tím nepříznivější bude poměr jediné příznivé konformace, kde tato centra budou v optimální vzdálenosti ku všem ostatním nepříznivým konformacím. Proto probíhají dokonce i cyklizace nebo cykloadice vedoucí k cyklům, u nichž je pnutí: H2C Br
(CH2)
n
ZnBr2
Zn
+
+
(CH2)
n
H2C Br n = 1, 2, 3, 4 tato metoda se dá použít i k získání takového cyklu, jako je cyklobutanu (n = 2) nebo dokonce cyklopropan (n = 1) s trojčlenným cyklem. (Zde tedy velká pravděpodobnost setkání reakčních center vynahrazuje nevýhodu pnutí tvořícího se cyklu). Podobně je tomu u následujících cykloadicí. R1 CH CH
R1
R3 +
R4
R4
R2
karben CF2 CF2
R3
C
+
HC
R2 H C CH2
CH2
F
H C CH2
F F F
Při uzávěru 5-nebo 6-členného cyklu je sice počet nepříznivých konformací vyšší, ovšem výhoda tvořícího se cyklu tento hendicap více než vyrovnává. S přibývající vzdáleností reakčních center se však situace prudce zhoršuje. Je to dáno jak vzrůstem nepříznivých konformací, ale i pnutím tvořícího se cyklu v důsledku transanulárních nevazebných interakcích (pokud se jedná o tvorbu 9-12 členných cyklů). Proto jsou velmi obtížné cyklizace vedoucí k 10-členným cyklům. Ještě delší řetězec než je 16 v-členný mezi reakčními centry by se již cyklizoval na odpovídající makrocyklus, který je zcela bez pnutí, ale nepříznivých konformací je tak
145
velké množství, že intramolekulární zreagování reakčních center je daleko méně pravděpodobné než srážky intermolekulární. Proto např. str. 146 uvedená pyrolytická reakce pro n=8 a více probíhá ve výtěžcích pod 1%. Použije-li se však cyklizačních reakcí, které probíhají v rozpouštědlech, může se při použití tzv. zřeďovacího principu (Rugli) výtěžek podstatně zvýšit. Tím, že se reakce provádí ve velkém zředění, se potlačí intermolekulární srážky reakčních center, takže začne hrát roli přiblížení se reakčních center uvnitř molekuly, i když je tato konformace málo pravděpodobná. Takto lze např. uzavřít makrocyklus Zieglerovou metodou. CH2 CH2 B CN N (CH2) (CH2) R O R n n CH2 H CN CN n = 2, 3, ale i 4-17
5.2.3.4.3. Cyklus jako tranzitní stav U všech uvedených reakcí vznikal při cyklizaci tranzitní stav, který pak přešel na odpovídající cyklus. Zde bude proto poukázáno na příklady, kdy díky cyklickému tranzitnímu stavu probíhají některé reakce vedoucí k necyklickým sloučeninám. a) R1
Katalytická hydrogenace CH
R2
+
Pt
H2
CH
R1
H CH Pt
R1
CH2
CH Pt H
R2
R2
CH2
(Bez katalýzy by reakce neprobíhala ani při 400 °C, za katalýzy i pod –30 °C). b)
Chlorace 2-methyl-but-2-enu Cl Cl CH2 H3C
c)
H2C
H CH2
H3C
Meerwein, Pondorf, Verleyova redukce
146
Cl
Cl +
CH2
H
+
Pt Pt
CH3
H
R1 R2 C O
R1
C CH3
+
R2 C O
O
Al/3
H
CH3 C CH3
+
O
Al/3
Snadná dekarboxylace β-ketokyselin V alifatické řadě nastává již při mírně zvýšené teplotě v důsledku cyklického tranzitního stavu k velmi snadné dekarboxylaci.
d)
O
O
R
C H2
R
5.2.4.
H
O
O
O H + CH2
C O
Sterické uspořádání podporující reaktivitu
S tímto faktorem se setkáváme méně často než s faktorem opačným, jakým je sterická zábrana. Přesto hraje důležitou roli v tom případě, že díky reakci dojde k prostorovému zvýhodnění. Zařadit sem tedy můžeme již uvedené rozevírání troj- a čtyřčlenných cyklů, ale i některé další reakce, jako jsou ty, při nichž dochází k prostorovému uvolnění.
Reakce podporovaná přechodem sp3 hybridizace na planární sp2 hybridizaci
5.2.4.1. a)
Vysoký sklon terc. halogenderivátů a alkoholů k SN1 reakcím. R1
R1 R2 C R3
X
-X
R1 +
R2
H 2O R3
H 1/2
+ O
R1 R2 +
H O+
1/2 R2
H
H R3
R3
I v případě, že se jedná o nejnižší možný alkyl (R1=R2=R3= CH3), dochází rozevřením valenčních úhlů ze 109°28´28´´ na 120°k prostorovému uvolnění díky oddálení těchto skupin.
b)
Markovnikovo pravidlo
147
Platnost tohoto empirického pravidla, které uvádí, že při AE se aduje elektrofil na tom atomu nenasyceného systému, kde je více atomů H je vysvětlováno prostřednictvím +I efektu a hyperkonjugací substituentů na atom C, z něhož vychází dvojná vazba. Např. CH3 + HC E 3 + C CH2 C CH2 E CH3 H3C
σ -komplex Zdá se však, že i zde hraje určitou roli vznik planárního uspořádání na nejsubstituovanějším atomu C + + + + E H3C E H3C E CH2 H3C + C CH2 C CH2 H3C H3C H3C -
π -komplex
(A)
(B)
kde (ve stádiu π-komplexu) je podstatně výhodnější posun znázorněný mezním vzorcem A než posun znázorněný mezním vzorcem B.
5.2.5.
Sterická zábrana
O sterické (prostorové) zábraně hovoříme tehdy, když je ze sterických důvodů reakční centrum buď částečně nebo úplně zastíněno. Úkolem této kapitoly je poukázat, jak lze rozpoznat již z rovinného strukturního vzorce seskupení, která ztěžují přístup k reakčnímu centru, aniž by bylo nutno reakci studovat na prostorovém modelu.
5.2.5.1. a)
Zastínění centra v nebližším okolí
Sterická zábrana SN2 reakcí u neopentyl halogenidů a podobných sloučenin.
Nu
-
+
H3C H3C
-X
-
H3C H3C
b)
CH2 X
SN2
CH3
SN1 přesmyk
+
CH2
H3C + H3C
CH3
Esterifikace kys. pivalové a podobných sloučenin
148
CH2 CH3
CH3 O H3C CH3 OH
CH3 O
CH3OH
H3C
H+
CH3 O CH3
probíhá velmi obtížně
N2 CH2N2 Na uvedeném příkladu vidíme, že sterická zábrana se týká nejbližšího centra (C=O skupina) a netýká se již atomu kyslíku OH skupiny. c)
Ortho efekt O
O
OH R
R
OC2H5 C2H5OH
R
R
+ H
R = -CH3, (CH3)3C-
Reakce je velmi stížena.
5.2.5.2.
Six rule
Jedná se o sterickou zábranu, která se týká především karboxylových kyselin a jejich funkčních derivátů. Na rozdíl od sterické zábrany v těsné blízkosti reakčního centra zde sterickou zábranu způsobují vzdálenější skupiny, které se však mohou konformací dostat do blízkosti reakčního centra a zastínit ho. Název six rule je odvozen od skutečnosti, že čím více skupin se může objevit v řetězci v poloze 6 počínaje od atomu O karboxylové skupiny, tím je sterická zábrana větší. Souvisí to tedy s větvením řetězce, které může způsobit, že v uvedené vzdálenosti se při konformačním pohybu může vyskytovat různě velký počet atomů a skupin. Čím více je těchto skupin, tím obtížněji mohou probíhat reakce na atom C karbonylové skupiny jako je např. esterifikace. Čím více je substituentů v poloze 6, tím reakce probíhá obtížněji. R C R C O 1 6 5C R R´-OH 6 O 1 5C R C2 3 4C R + C 2 3 4 CH2 HO C H R R´O C H2 H2
149
5.2.5.3.
Sterická zábrana v důsledku zablokování volné otáčivosti
Nejčastěji se s touto sterickou zábranou setkáváme v aromatické řadě, kde se objemnější skupiny s +M nebo –M efektem nemohou ze sterických důvodů konjugovat s aromatickým jádrem, poněvadž podmínka konjugace, kdy p-orbity musí ležet v jedné rovině s aromatickým jádrem není splněna. Toto znemožnění konjugace můžeme pozorovat často již v klidovém stavu molekuly na základě srovnání hodnot dipolových momentů nebo pK. Např. H + H O O
pKa = 7,2 NO2
O
- O N+ O H
+ H O
pKa = 8,2 H3C
CH3
H3C
NO2
CH3
- O N O +
Vzhledem k tomu, že ze sterických důvodů u 3,5-dimethyl-4-nitrofenolu se nitroskupina nemůže konjugovat, je tento fenol mnohem slabší kyselinou než 4-nitrofenol. Ze stejných důvodů je bazicita aromatických aminů, u kterých se amino-skupina nemůže konjugovat, mnohem silnější. H3C
N
CH3
H3C
N
CH3
H3C + CH3 N H H+
pKa = 5,1
-
(protonizovaná forma)
150
R
R R R N N
R R + R + R N N A
A
A
A
-
H+
R = -CH3, A = -H R A
R
+ H
N
R = -CH2CH3, A = -OCH3
R N
R
A
pKa = 16,3 (protonizované formy)
(Tyto N-alkylované 1,8-diamino naftaleny se používají v organické syntéze jako „protonová houba“). Podobně vyplývá znemožnění mesomerie i z dipolových momentů. O + O N NO 2
3,95 D + NO2 H3C
CH3
H3C
O + O N
CH3 3,39 D
+ Tato hodnota se v podstatě neliší od dipolového momentu CH3-NO2 3,30D. Podstatný vliv má však znemožnění mesomerie zejména na snížení nebo vymizení reaktivity, jak vyplývá z následujících příkladů:
151
H3C H3C
H3C H3C
N Ar N
N
H3C
H3C + N H3C H3C
H3C H3C
H3C X
H3C
+ Ar-N N
-
O + N O-
X
O2N
-
H3C
H3C
N
O2N
+ Ar-N N
H3C + N H3C
N
2 NH3
+ X
HC - 3 O + N OH3C
+ X
NH4X
+
O 2N
NH2
2 NH3
Znemožnění mesomerie a tím i reaktivity je v uvedených příkladech způsobena tím, že skupiny v o-polohách brání tomu, aby se skupina –N(CH3)2 resp. –NO2 stočila do jedné roviny s aromatickým jádrem. Zatímco o-efekt reakci pouze zpomalí, ale nevyloučí druhý typ sterické zábrany reakci znemožní. Zajímavá je v tomto ohledu reaktivita 1,4-dinitro-2,6dimethyl-benzenu, kde jsou 2 typy sterické zábrany: o-efekt i znemožnění mesomerie: H3C O2N
H3C NO2
O2N
+ N
+
O O
H3C
-
H3C
H3C -
O +N O H3C
NH3 H3C NO2
H3C
5.2.5.4.
NO2
NH3
H3C H2N
+
O2N
NH2
H3C
Sterická zábrana v důsledku rigidního uspořádání a v důsledku nevýhodných valenčních úhlů
O terciálních halogenderivátech je dobře známo, že podléhají velmi snadno SN1 reakci díky snaze o planární uspořádání (viz. str. 149). Jedná-li se však o bicyklické terciální halogenderiváty, které planární uspořádání nemohou vytvářet, reaktivita je v tomto směru velmi malá.
152
X + X
-
+
Podobně je tomu u cyklopropyl halogenidů
X
H +
H X
-
+
Stejně tak nedochází ke snadné dekarboxylaci β-ketokyselin (viz. str. 149), pokud by tranzitní stav odporoval Bredtovu pravidlu. O O CO2 H + O OH
O H
HO O
+ CO2
O
153
