第1章绪论 - 基础有机化学

1.1 有机化学和有机化合物的特性

核心概念： 有机化学是一门非常重要的科学，它和人类生活有着极为密切的关系。人体本身的变化就是一连串非常复杂、彼此制约、彼此协调的有机物质的变化过程。

人们对有机物（organic matter）的认识逐渐由浅入深，把它变成一门重要的科学。最初，有机物是指由动植物有机体得到的物质，例如糖（sugar）、染料（dye）、酒（alcoholic drink）和醋（vinegar）等。

有机化学发展简史

1769-1785年

取得了许多有机酸：酒石酸（tartaric acid）、柠檬酸（citric acid）、尿酸（uric acid）、乳酸（lactic acid）

1773年

由尿内析离了尿素（urea）

1805年

由鸦片中取得第一个生物碱（alkaloid）——吗啡（morphine）

1828年

F. Wöhler发现无机物氰酸铵很容易转变为尿素，打破了"生命力"学说

1845年

H. Kolbe（柯尔伯）合成了醋酸

1854年

M. Berthelot（柏赛罗）合成了油脂等，"生命力"学说才彻底被否定

有机化学的定义（1848年）：

L. Gmelin（葛美林）于1848年对有机化学的定义是研究碳的化学，即有机化学仅是化学中的一章。由于有机物数目非常庞大（目前统计有几千万种以上），把这样庞大的一章作为一个独立的学科来研究是完全必要的。

有机化合物的特点

分子组成复杂
容易燃烧
熔点低，一般在400℃以下
难溶于水
反应速率比较慢
副反应较多

A. Lavoisier（拉瓦锡）

1743-1794

法国科学家，首次弄清了燃烧的概念，建立了以氧化为中心的燃烧理论，确定了化学反应的质量守恒原理。

F. Wöhler（魏勒）

1800-1882

德国科学家，1828年用氰酸铵合成了尿素，第一次冲击了当时在有机化学界流行很广的"生命力"学说。

1.2 结构概念和结构理论

同分异构现象（isomerism）： 把两个或两个以上具有相同组成的物质，互为同分异构体（isomer）。异构体的不同是因分子中各个原子结合的方式不同而产生的，这种不同的结合称为结构（structure）。

1.2.1 A. Kekulé（凯库勒）及 A. Couper（古柏尔）的两个重要基本规则（1857）

规则一：碳原子是四价的

无论在简单的或复杂的化合物里，碳原子和其他原子的数目总保持着一定的比例，例如CH₄、CHCl₃、CO₂。Kekulé认为每一种原子都有一定的化合力，并把这种力叫做 atomicity，后来人们称为价（valence）。

碳是四价的，氢、氯是一价的，氧是二价的。

规则二：碳原子自相结合成键

在有机化学发展史上，类型学说占有重要地位。它的创始人 C. Gerhardt（热拉尔，1853）认为，有机化合物（organic compound）是按照四种类型——氢型、盐酸型、水型和氨型——中一个氢被一个有机基团取代衍生出来的。

氢型

H₂

如：乙烷 C₂H₆

盐酸型

HCl

如：氯乙烷

水型

H₂O

如：乙醇

氨型

NH₃

如：乙胺

1.2.2 A. Butlerov（布特列洛夫）的化学结构理论（1861）

化学结构（chemical structure）的概念： 分子不是原子的简单堆积，而是通过复杂的化学结合力按一定的顺序排列起来的，这种原子之间的相互关系及结合方式，就是该化合物的化学结构。

化学结构不仅是分子中各原子的机械位置的一个图案，而且还反映了分子中各原子的一定的化学关系。因此从分子的化学性质（chemical property）可以确定化学结构；反过来，从化学结构也可以了解和预测分子的化学性质。

J. Berzelius（贝采里乌斯）

1779-1848

瑞典科学家，发现了三种元素：硒、钍、铈；创造了一套用拉丁文字母表示的元素符号；确立了许多化合物的分子式和测定了它们的化合量。

A. Kekulé（凯库勒）

1829-1896

德国科学家，建立了碳原子是四价的理论，提出了苯环结构学说等。

A. Butlerov（布特列洛夫）

1828-1886

俄国有机化学家，是有机结构理论的创建人之一。1861年首次提出了化学结构的概念。

碳原子的正四面体模型

为解释同分异构现象，J. H. van't Hoff（范霍夫）及 J. A. Lebel（勒贝尔）总结了前人所得到的一些事实，首次提出了碳原子的立体概念。特别是前者，很具体地为碳原子制作了一个正四面体（tetrahedron）的模型，他把碳原子用一个正四面体表示，碳原子在四面体的中心，它的四个价键伸向四面体的各个顶点。

立体异构现象（stereo-isomerism）：

当一个碳上连接四个不同基团时，分子就可以有两种不同的排列方式，它们的关系是实物与镜像的关系，是左手与右手的关系，它们不能重合，是一对异构体。这种异构体是立体异构体（stereomer），将在第3章立体化学一章中进一步讨论。

1.3 化学键

1.3.1 原子轨道

不确定性原理（uncertainty principle）： 量子力学的一个重要原则指出，不可能把一个电子的位置和能量同时准确地测定出来，这是由电子同时具有微粒性及波性双重性质所决定的。

电子具有波粒二象性，故原子中电子的运动服从量子力学的规律。人们只能描述电子在某一位置出现的概率，即高概率区域内找到电子的机会，总比在低概率区域内找到电子的机会要多。

可以把电子的概率分布看做一团带负电荷的"云"，称为电子云（electron atmosphere）。那么，在高概率的区域内，云层较厚；在低概率的区域内，云层较薄。云的形状反映了电子的运动状态。

1s 轨道

球形对称

2s 轨道

比1s轨道大

2p 轨道

哑铃形

1.3.2 原子的电子构型

原子核外电子的排布有一定规律，可总结如下：

（1）Pauli（泡利）不相容原理（exclusion principle）

每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反配对。

（2）能量最低原理（principle of lowest energy）

电子尽可能占据能量最低的轨道。原子轨道离核愈近，受核的静电吸引力愈大，能量也愈低，故轨道能级顺序是 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s。

（3）Hund（洪特）规则（Hund rule）

有几个简并轨道（能量相等的轨道）而又无足够的电子填充时，必须在几个简并轨道逐一地各填充一个自旋平行的电子后，才能容纳第二个电子。

表1-1 第一、第二周期元素基态（能量最低态）的电子排布及电子构型

元素	1s	2s	2p	电子构型
H	↑			(1s)¹
He	↑↓			(1s)²
Li	↑↓	↑		(1s)²(2s)¹
Be	↑↓	↑↓		(1s)²(2s)²
B	↑↓	↑↓	↑	(1s)²(2s)²(2p)¹
C	↑↓	↑↓	↑ ↑	(1s)²(2s)²(2p)²
N	↑↓	↑↓	↑ ↑ ↑	(1s)²(2s)²(2p)³
O	↑↓	↑↓	↑↓ ↑ ↑	(1s)²(2s)²(2p)⁴
F	↑↓	↑↓	↑↓ ↑↓ ↑	(1s)²(2s)²(2p)⁵
Ne	↑↓	↑↓	↑↓ ↑↓ ↑↓	(1s)²(2s)²(2p)⁶

碳原子的特点： 碳原子位于周期表的第二周期ⅣA族，有两个特点：① 它有四个价电子，必须失去或接受四个电子才能达到惰性气体 He 或 Ne 的构型；② 它是ⅣA族中最小的原子，外层电子少，带正电的原子核对这些电子的控制较强一些。这两个特点使碳原子在所有化学元素中表现出十分特殊的性质，能够形成一个庞大的碳化合物体系。

1.3.3 典型的化学键

将分子中的原子结合在一起的作用力称为化学键（chemical bond）。典型的化学键有三种：离子键、共价键和金属键。

1. 离子键（ion bond）

带电状态的原子或原子团称为离子（ion）。由原子或分子失去电子而形成的离子称为正离子或阳离子（cation, positive ion）。由原子或分子得到电子而形成的离子称为负离子或阴离子（anion, negative ion）。依靠正、负离子间的静电引力而形成的化学键称为离子键，又称为电价键（electrovalent bond）。

例如，在氯化钠晶体中，Na⁺ 和 Cl⁻ 之间的化学键即为离子键。离子键无方向性和饱和性。其强度与正、负离子的电价的乘积成正比，与正、负离子间的距离成反比。

2. 金属键（metallic bond）

金属原子最外层的价电子很容易脱离原子核的束缚，然后自由地在由正离子产生的势场中运动，这些自由电子与正离子互相吸引，使原子紧密堆积起来，形成金属晶体。这种使金属原子结合成金属晶体的化学键称为金属键。金属键无方向性和饱和性。

3. 共价键和 Lewis 电子结构式

两个或多个原子通过共用电子对而产生的一种化学键称为共价键（covalent bond）。共价键的概念是 G. N. Lewis（路易斯）于1916年首先提出的。他指出，原子可以配对成键（共价键），以使原子能够形成一种稳定的惰性气体的电子构型。

H· + ·F: → H:F: 即 H—F

4H· + ·C· → H:C:H 即 H—C—H H | H

在上述式子中，氢外层具有两电子的惰性气体氦（helium）的构型，氟（fluorine）、碳外层具有八电子氖（neon）的构型，这通称为"八隅规则"（octet rule）。这种用共价键结合的外层电子（即价电子）表示的电子结构式称为 Lewis 结构式（Lewis structure formula）。

共价键的类型

单键（σ键）

双键（1σ + 1π）

叁键（1σ + 2π）

配价键（coordinate bond）：

大多数双原子共价键的共用电子对是由两个原子共同提供的，但也有共用电子对由一个原子提供的情况，这样的共价键称为配价键或配位键。用 A→B 表示，A 是电子提供者（给体），B 是电子接受者（受体）。

习题 1-3

写出下列分子或离子的一个可能的 Lewis 结构式，若有孤对电子，请用黑点标明。

(i) H₂SO₄ (ii) CH₃CH₃ (iii) ⁺CH₃ (iv) CH₂═CH (v) NH₃ (vi) HCNH₂ (vii) H₂NCH₂COOH

1.3.4 价键理论

价键法（valence-bond method）： 现代化学键理论是建立在量子力学基础上的，处理分子中的化学键的理论主要有三种。价键理论是最早发展起来的一种。

以氢分子为例。为什么两个氢原子共用一对电子比两个各带着一个电子的孤立的氢原子要稳定得多？W. Heitler（海特勒）及 F. London（伦敦）首次成功地解决了这个问题。他们认为，在两个氢原子各带着一个电子从无穷远的距离彼此趋近达到一定距离以后，每一个氢原子开始吸引另一氢原子核的电子，就发生所谓的交换作用。

价键理论的主要内容

（1）自旋配对原则

如果两个原子各有一个未成对电子且自旋反平行，就可耦合配对，成为一个共价键，即单键；如果原子各有两个或三个未成对电子，可以形成双键或叁键。因此，原子的未成对电子数就是它的价数。

（2）饱和性

如果一个原子的未成对电子已经配对，就不能再与其他原子的未成对电子配对。所以，一个具有 n 个未成对电子的原子 A 可以和 n 个只具有一个未成对电子的原子 B 结合形成 ABₙ 分子。

（3）方向性

电子云重叠愈多，形成的键愈强，即共价键的键能与原子轨道重叠程度成正比。因此要尽可能在电子云密度最大的地方重叠，这就是共价键的方向性。

杂化轨道（hybridized orbital）

能量相近的原子轨道可进行杂化，组成能量相等的杂化轨道，这样可使成键能力更强，体系能量降低，成键后可达到最稳定的分子状态。

sp³ 杂化

正四面体

键角 109.5°

例：CH₄

sp² 杂化

平面三角形

键角 120°

例：BF₃, C₂H₄

sp 杂化

直线形

键角 180°

例：BeCl₂, C₂H₂

碳原子 sp³ 杂化过程：(2s)²(2p_x)¹(2p_y)¹ → (2s)¹(2p_x)¹(2p_y)¹(2p_z)¹ → 4(sp³)¹

1.3.5 分子轨道理论

分子轨道理论（molecular orbital theory）： 量子力学处理氢分子共价键的方法，推广到比较复杂分子的另一种理论是分子轨道理论。分子中电子的各种运动状态，即分子轨道，用波函数（状态函数）ψ 表示。

分子轨道理论中目前最广泛应用的是原子轨道线性组合法。这种方法假定分子轨道也有不同能级，每一轨道也只能容纳两个自旋相反的电子，电子也是首先占据能量最低的轨道，按能量的增高依次排上去。

成键轨道和反键轨道

氢分子的分子轨道示意图

原子轨道

φ₁ (1s)

分子轨道

σ*₁s (反键)

σ₁s (成键) ↑↓

原子轨道

φ₂ (1s)

成键轨道（bonding orbital）：

在分子轨道 ψ₁ 中，两个原子轨道的波函数的符号相同，亦即波相相同，它们之间的作用犹如波峰与波峰相遇相互加强一样。分子轨道 ψ₁ 在核间的电子云密度很大，这种轨道称为成键轨道。

反键轨道（antibonding orbital）：

在分子轨道 ψ₂ 中，两个原子轨道的波函数符号不同，亦即波相不同，它们之间的作用犹如波峰与波谷相遇相互减弱一样，波峰与波谷相遇处出现节点。分子轨道 ψ₂ 在核间的电子云密度很小，这种轨道称为反键轨道。

原子轨道组成分子轨道的三个条件

能量相近：所谓能量相近，就是指组成分子轨道的两个原子轨道的能量比较接近，这样，才能有效地成键。
最大重叠：两个原子轨道在重叠时还必须有一定的方向，以便使重叠最大、最有效，组成的键最强。
对称性相同：要有效地成键，还有一个条件就是对称性相同。原子轨道在不同的区域，波函数有不同的符号，符号相同的重叠，能有效地成键，符号不同的不能有效地成键。

σ 键与 π 键： 成键轨道与反键轨道对于键轴均呈圆柱形对称，因此它们所形成的键是 σ 键，成键轨道用 σ 表示，反键轨道用 σ* 表示。π 键的成键轨道用 π 表示，反键轨道用 π* 表示。π 键电子云密度在两个原子键轴平面的上方和下方较高，键轴周围较低，π 键的键能小于 σ 键。

1.3.6 共价键的极性分子的偶极矩

1. 电负性和共价键的极性

电负性（electronegativity）：

原子核与非价电子（即内层电子）组成的一个实体称为原子实（atomic kernel）。原子实是带正电性的，它对外层的价电子具有吸引力。这种原子实对价电子的吸引能力就是一个原子的电负性。

吸引力越大，电负性越强。一般地讲，原子实越小，或具有的正电荷越多，对价电子吸引的力量越强，其电负性值越大。在周期表同一周期中，越往右边的原子吸引电子的能力越强；同一族中，越往下的原子吸引电子的能力越弱。

表1-2 某些常见原子的电负性值

H
2.2

Li
1.0

Be
1.5

B
2.0

C
2.5

N
3.1

O
3.5

F
4.0

Cl
3.2

Br
3.0

I
2.7

当两个相同的原子形成分子时，由于两个原子的原子实对价电子的吸引力是相同的，键内电量平均地分布在两个原子实之间，这个共价键是没有极性的，即形成非极性共价键（nonpolar covalent bond），例如氢分子、氯分子等。

当两个不同的原子形成分子时，由于两种原子的原子实对价电子的吸引力不等，电子不再平均分布，结果分子内产生一个正电中心（呈正电性或正性）和一个负电中心（呈负电性或负性），虽然整个分子是中性的，但形成的共价键是有极性的，称为极性共价键（polar covalent bond）。

δ+ δ-
H — Cl

2. 偶极矩和分子的极性

偶极矩（dipole moment）：

在分子中，由于原子电负性不同，电荷分布不很均匀，某部分负电荷多些，另一部分正电荷多些，正电中心与负电中心不能重合。这种在空间具有两个大小相等、符号相反的电荷的分子，构成了一个偶极。正电中心或负电中心上的电荷值 q 与两个电荷中心之间的距离 d 的乘积，称为偶极矩，用 μ 表示：μ = qd

偶极矩的单位为 C·m（库仑·米），以前曾用 D 表示（英文 Debye 德拜的第一个字母），1 D = 3.336×10⁻³⁰ C·m。偶极矩是有方向性的，用 ⟶ 表示，箭头所示方向是从正电中心到负电中心的方向。

卤代甲烷在气相的偶极矩

化合物	CH₃F	CH₃Cl	CH₃Br	CH₃I
μ/(10⁻³⁰ C·m)	6.07	6.47	5.79	5.47

1.3.7 共价键的键长键角键能

1. 键长（length of covalent bond）

形成共价键的两原子核间的平衡距离称为共价键的键长。同核双原子分子的键长即是两个原子的共价半径之和。X 射线衍射法、光谱法等都可以用于测定键长。

表1-3 一些共价键的键长（单位：pm）

化合物	键	键长	化合物	键	键长
甲烷	C—H	109	烷烃	C—C	154
乙烯	C—H	107	烯烃	C═C	134
乙炔	C—H	105	炔烃	C≡C	120
苯	C—H	108	乙腈	C—C	149
三甲胺	C—N	147	甲醚	C—O	144
尿素	C—N	137	甲醛	C═O	121

2. 键角（bond angle）

分子内同一原子形成的两个化学键之间的夹角称为键角。键角常以度数表示。例如，水分子呈弯曲形，它的键角为 104.5°；氨分子呈三角锥形，其键角为 107.3°；甲烷分子呈正四面体形，其键角为 109.5°。因为化学键之间有键角，所以共价键具有方向性。

表1-4 一些烃类化合物的键角

化合物	角	键角	化合物	角	键角
甲烷	∠HCH	109°28′	丙二烯	∠CCC	180°
乙烯	∠HCC	122°±2°	苯	∠CCH	120°
	∠HCH	116°±2°	环己烷	∠CCC	109°28′
乙炔	∠HCC	180°

3. 键解离能和平均键能（bond dissociation energy）

断裂或形成分子中某一个键所消耗或放出的能量称为键解离能。标准状态下，双原子分子的键解离能就是它的键能，它是该化学键强度的一种量度。对于多原子分子，由于每一根键的键解离能并不总是相等的，因此平时所说的键能实际上是指这类键的平均键能。

表1-6 常见共价键的平均键能（单位：kJ·mol⁻¹）

	H	C	N	O	F	Cl	Br	I
H	435.1	414.2	389.1	464.4	564.8	431.0	364.0	297.1
C		347.3	305.4	359.8	485.3	339.0	284.5	217.6
N			163.2	221.8	272.0	192.5
O				196.6	188.3	217.6	200.8	234.3

1.4 酸碱的概念

近代的酸碱理论是从19世纪后期开始的，先后提出了酸碱电离理论、酸碱溶剂理论、酸碱质子理论、酸碱电子理论和软硬酸碱理论。现简单介绍如下。

1.4.1 酸碱电离理论（ionization theory of acid and base）

是由 S. Arrhenius（阿仑尼乌斯）于1889年提出的。该理论的要点是："凡在水溶液中能电离并释放出 H⁺ 的物质叫酸，能电离并释放 HO⁻ 的物质叫碱。"该理论的缺点是，将酸碱局限在能在水溶液中分别生成 H⁺ 和 HO⁻ 的物质；对于非水体系中物质的酸碱性及对不含 H⁺ 和 HO⁻ 成分的物质的酸碱性，则无能为力了。

1.4.2 酸碱溶剂理论（solvent theory of acid and base）

是由 Franklin（富兰克林）于1905年提出的。该理论的要点是："能生成和溶剂相同的正离子者为酸，能生成与溶剂相同的负离子者为碱。"该理论比酸碱电离理论的适用范围宽广了，但它的缺点是只能应用于能电离的溶剂中，无法解释在不电离的溶剂中的酸碱或无溶剂的酸碱体系。

1.4.3 酸碱质子理论（proton theory of acid and base）

Brönsted-Lowry 质子理论： 是分别由丹麦化学家 Brönsted（布朗斯特）和英国化学家 Lowry（劳里）同时于1923年提出的。该理论的基本要点是，酸是质子的给予体（给体），碱是质子的接受体（受体）。

HCl ⇌ H⁺ + Cl⁻
酸　　　共轭碱

NH₃ + H⁺ ⇌ NH₄⁺
碱　　　　共轭酸

一个酸释放质子后产生的酸根，即为该酸的共轭碱（conjugate base）；一个碱与质子结合后形成的质子化物，即为该碱的共轭酸（conjugate acid）。

表1-8 常见有机酸的酸性（25℃）

分子式	pK_a	分子式	pK_a	分子式	pK_a
CH₃SO₃H	≈−1.2	(CH₃CO)₂CH₂	9	CH₃COCH₃	20
CF₃COOH	0.2	C₆H₅OH	10.00	HC≡CH	≈25
CH₃COOH	4.74	CH₃NO₂	10.21	CH₃CN	≈25
C₆H₅SH	7.8	CH₃OH	15.5	CH₄	≈49

酸性强度可用 pK_a 表示，pK_a 定义为 −lgK_a，即 pK_a = −lgK_a。K_a > 1，则 pK_a < 0，为强酸；K_a < 10⁻⁴，则 pK_a > 4，为弱酸。

1.4.4 酸碱电子理论（electron theory of acid and base）

Lewis 酸碱理论： 是美国化学家 G. N. Lewis（路易斯）于1923年提出的。它的基本要点是：酸是电子的接受体，碱是电子的给予体。酸碱反应是酸从碱接受一对电子，形成配位键，得到一个加合物。

NH₃ + BF₃ → H₃N→BF₃
碱　　酸　　酸碱加合物

实际上，Lewis 酸是亲电试剂（electrophilic agent），Lewis 碱是亲核试剂（nucleophilic agent）。

Lewis 酸的几种类型

① 可以接受电子的分子，如 BF₃、AlCl₃、SnCl₄、ZnCl₂、FeCl₃ 等
② 金属离子，如 Li⁺、Ag⁺、Cu²⁺ 等
③ 正离子，如 R⁺、R—C⁺═O、Br⁺、NO₂⁺、H⁺ 等

Lewis 碱的几种类型

① 具有未共享电子对原子的化合物，如 NH₃、RNH₂、ROR、RCH═O、RSH 等
② 负离子，如 X⁻、HO⁻、RO⁻、HS⁻、R⁻ 等
③ 烯或芳香化合物等

1.4.5 软硬酸碱理论（theory of hard and soft acid and base）

1963年，R. G. Pearson（皮尔逊）在前人工作的基础上提出了软硬酸碱理论。它将体积小、正电荷数高、可极化性低的中心原子称为硬酸，体积大、正电荷数低、可极化性高的中心原子称为软酸；将电负性高、可极化性低、难被氧化的配位原子称为硬碱，反之称为软碱。并提出"硬亲硬、软亲软"的经验规则。软硬酸碱理论只是一个定性的概念，但能说明许多化学现象。

章末习题

习题 1-1

写出符合下列分子式的链形化合物的同分异构体。

(i) C₄H₁₀　　(ii) C₅H₁₀

习题 1-4

根据八隅规则，在下列结构式上用黑点标明所有的孤对电子。

(i) HOCOCH₃　　(ii) 环氧乙烷　　(iii) 重氮苯阳离子

习题 1-5

下列化合物中，哪些是离子化合物？哪些是极性化合物？哪些是非极性化合物？

KBr, I₂, CH₃CH₃, CH₃Br, CH₃OH

习题 1-7

在下列化合物中，有几个 sp³ 杂化的碳原子？有几个 sp² 杂化的碳原子？有几个 sp 杂化的碳原子？最多有几个碳原子共平面？最多有几个碳原子共直线？哪些原子肯定处在两个互相垂直的平面中？

CH₂═C═CH—CH—CH₂—C≡C—CH₃ | CH₂CH₃

习题 1-9

按酸碱的质子论，下列化合物哪些为酸？哪些为碱？哪些既能为酸，又能为碱？

H₂S, NH₃, SO₃²⁻, H₃O⁺, HClO, ⁻NH₂, HSO₄⁻, F⁻, HCN

习题 1-10

按酸碱的电子论，在下列反应的化学方程式中，哪个反应物是酸？哪个反应物是碱？

(i) ⁻NH₂ + H₂O → NH₃ + HO⁻

(ii) HS⁻ + H⁺ → H₂S

(iii) 环丙基胺 + HCl → 环丙基铵盐酸盐

(iv) CH₃CCl + AlCl₃ → CH₃C⁺ + AlCl₄⁻

习题 1-12

写出所有分子式为 C₄H₈O 且含碳碳双键的同分异构体。

习题 1-14

回答下列问题：

(i) 在下列反应中，H₂SO₄ 是酸还是碱？为什么？

HONO₂ + 2H₂SO₄ ⇌ H₃O⁺ + 2HSO₄⁻ + ⁺NO₂

(ii) 为什么 CH₃NH₂ 的碱性比 CH₃CNH₂ 强？

(iii) 下列常用溶剂中，哪些可以看做 Lewis 碱性溶剂？为什么？

C(CH₃)₄ (新戊烷), 环己烷, CH₃OH (甲醇), CH₃CH₂OCH₂CH₃ (乙醚), CH₃CCH₃ (丙酮), CH₃SCH₃ (二甲亚砜), HCN(CH₃)₂ (二甲基甲酰胺), 吡啶

英汉对照词汇

alcoholic drink 酒

alkaloid 生物碱

anion (negative ion) 阴离子，负离子

antibonding orbital 反键轨道

atomic orbital 原子轨道

bond angle 键角

bond dissociation energy 键解离能

bond energy 键能

bond length 键长

bonding orbital 成键轨道

branched chain 支链

carbon compound 碳化合物

cation (positive ion) 阳离子，正离子

chemical bond 化学键

chemical structure 化学结构

conjugate acid 共轭酸

conjugate base 共轭碱

coordinate bond 配价键，配位键

covalent bond 共价键

delocalization 离域

dipole moment 偶极矩

double bond 双键

electronegativity 电负性

electron atmosphere 电子云

electrophilic agent 亲电试剂

hybridized orbital 杂化轨道

ion bond 离子键

isomer 同分异构体

isomerism 同分异构现象

Lewis structure formula 路易斯结构式

molecular orbital theory 分子轨道理论

nucleophilic agent 亲核试剂

octet rule 八隅规则

organic chemistry 有机化学

organic compound 有机化合物

Pauli exclusion principle 泡利不相容原理

polar covalent bond 极性共价键

principle of lowest energy 能量最低原理

proton theory of acid and base 酸碱质子理论

σ bond σ 键

π bond π 键

single bond 单键

stereo-isomerism 立体异构现象

stereomer 立体异构体

structure 结构

tetrahedron 正四面体

triple bond 叁键

uncertainty principle 不确定性原理

valence 价

valence-bond theory 价键理论

复习本章的指导提纲

基本概念

同分异构体，同分异构现象；原子轨道，电子云，原子的电子构型，分子轨道；Pauli 不相容原理，能量最低原理，Hund 规则；化学键，离子键，金属键，共价键，配价键（配位键）；Lewis 结构式，八隅规则；键长，键角，键解离能，平均键能；价键理论，分子轨道理论；定域，离域；成键轨道，反键轨道；原子实，电负性，偶极矩；酸碱电离理论，酸碱溶剂理论，酸碱质子理论，酸碱电子理论，软硬酸碱理论。

基本知识点

有机化学发展简史；有机化合物的结构特征和特性；结构理论的要点；原子核外电子的排布规律；化学键的分类及依据；价键理论的要点；分子轨道理论的要点；键的极性和分子的极性；共价键的性质；近代酸碱理论的发展。