11.04.2017 20.06.2017 Zaliczenie przedmiotu: ocena z ćwiczeń
advertisement
Zaliczenie przedmiotu: 1. J. D. Caserio, M. C. Roberts CHEMIA ORGANICZNA, PWN Warszawa, 1969 2. R. T.Morrison, R. N. Boyd CHEMIA ORGANICZNA, PWN Warszawa, 1997 3. J. McMurry CHEMIA ORGANICZNA, PWN Warszawa, 2002 - ocena z ćwiczeń wynika z sumy punktów uzyskanych na kolokwiach wykładowych i sprawdzianach ćwiczeniowych – na ocenę pozytywną niezbędne jest zgromadzenie co najmniej 60% punktów - ocena pozytywna z ćwiczeń jest warunkiem koniecznym przystąpienia do egzaminu KOLOKWIUM 11.04.2017 20.06.2017 obejmuje materiał wykładowy przedstawiony odpowiednio do dnia 4.04 oraz 13.06 STRUKTURA I WIĄZANIA W ZWIĄZKACH ORGANICZNYCH ĆWICZENIA Z CHEMII ORGANICZNEJ PONIEDZIAŁEK godz. 11.15 s. 360GG ŚRODA 12.15 s. 410GG PIĄTEK 9.15 s. 360GG 1828 r. - Friedrich Wöhler O + WYKŁADY Z CHEMII ORGANICZNEJ NH4 CNO - ∆ H2N NH2 WTOREK, godz. 9.15 s. 213GG 1 STRUKTURA I WIĄZANIA W ZWIĄZKACH ORGANICZNYCH STRUKTURA I WIĄZANIA W ZWIĄZKACH ORGANICZNYCH 1. Atomy pierwiastków występujących w związkach organicznych biorą udział w określonej liczbie wiązań, np. Poznawanie względnego rozmieszczenia atomów w cząsteczce atomy węgla – czterowiązalne atomy tlenu – dwuwiązalne C O atomy wodoru i halogenów – jednowiązalne H Cl 2. Atomy węgla są zdolne do tworzenia wiązań pomiędzy sobą Poznawanie reakcji chemicznych WIĄZANIA C – C C C C C C C pojedyncze podwójne potrójne IZOMERIA IZOMERY – różne związki chemiczne o takim samym wzorze sumarycznym CH3CH2OH etanol IZOMERIA CH3OCH3 eter dimetylowy C2H6O temp. wrzenia [°C] temp. topnienia [°C] reakcja z Na CH3CH2OH CH3OCH3 etanol eter dimetylowy 78.5 - 117.3 wydziela się H2 - 24.9 - 138 brak reakcji IZOMERY KONSTYTUCYJNE – różne związki chemiczne o takim samym wzorze sumarycznym, ale różniące się konstytucją (sposobem połączenia atomów ze sobą) 2 STRUKTURA I WIĄZANIA W ZWIĄZKACH ORGANICZNYCH ENZYMY SYNTETYCZNY JEDWAB nylon, rayon HORMONY DODATKI DO ŻYWNOŚCI BIAŁKA TWORZYWA SZTUCZNE teflony polistyren poliuretany polipropylen SYNTETYCZNE ZWIĄZKI ORGANICZNE barwniki WĘGLOWODANY sztuczne słodziki LIPIDY konserwanty OH CH3 KWASY NUKLEINOWE sztuczne środki zapachowe CH3 O TESTOSTERON męski hormon płciowy LEKI PALIWA SYNTETYCZNE GUMY WIĄZANIA JONOWE WIĄZANIA CHEMICZNE występuje pomiędzy atomem metalu o małej wartości energii jonizacji, a atomem niemetalu o dużej ujemnej wartości powinowactwa elektronowego oddziaływanie pomiędzy atomami warunkujące powstanie trwałych pod względem chemicznym cząsteczek 1916 r. G. N. LEWIS (University of California, Berkeley) KATION W. KÖSSEL (Uniwersität München) 11Na WIĄZANIE JONOWE – elektrostatyczne przyciąganie przeciwnie naładowanych ładunków elektrycznych WIĄZANIE KOWALENCYJNE – tworzy się przez ‘uwspólnienie’ elektronów obu atomów biorących udział w wiązaniu 1s2 2s2 2p6 3s1 -1e - Na+: 1s2 2s2 2p6 [Ne] ANION 17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 +1e - Cl-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 [Ar] 3 WIĄZANIA JONOWE WIĄZANIA JONOWE występuje pomiędzy dwoma atomami: jednym o niskim potencjale jonizacyjnym oraz drugim – o dużym powinowactwie elektronowym NaCl ELEKTROUJEMNOŚĆ KILKU WYBRANYCH PIERWIASTKÓW Be B C N O 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 Na Mg Al. Si P S 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 K 0.8 WZROST ELEKTROUJEMNOŚCI WZROST ELEKTROUJEMNOŚCI Li MgSO4 NaHCO3 NH4Cl NaF F 4.0 związki krystaliczne o wysokich temp. topnienia i wrzenia dla NaCl tt. 801°C i tw. 1413°C Cl 3.0 Br 2.8 WIĄZANIA KOWALENCYJNE ATOMOWE POWINOWACTWO ELEKTRONOWE – jest to miara dążenia wyizolowanego atomu w fazie gazowej do przyłączenia elektronu tworzy się poprzez ‘uwspólnienie‘ elektronów obu atomów biorących udział w wiązaniu chemicznym dwa atomy tego samego pierwiastka – para elektronów należy w równym stopniu do każdego z atomów tworzących wiązanie ATOMOWA ENERGIA JONIZACJI – jest to ilość energii potrzebna do usunięcia elektronu z wyizolowanego atomu w fazie gazowej ·· · :F: + ·· · :F: ·· ·· ·· ·· :F:F: F – F WZÓR STRUKTURALNY LEWISA 4 WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE WIĄZANIA KOWALENCYJNE tworzy się poprzez ‘uwspólnienie‘ elektronów obu atomów biorących udział w wiązaniu chemicznym ·· + ·· 2H· :O:H H·· δ+ H O –O– N δ− H δ+ –C– H – Br dwa atomy różnych pierwiastków o zbliżonym powinowactwie elektronowym – para elektronów jest przesunięta w stronę atomu bardziej elektroujemnego :O: B N H – Cl δ+ H–F F δ− δ− δ+ H O H δ+ ≡ N δ− δ− B F δ+ O=C=O δ+ δ− WZÓR STRUKTURALNY LEWISA WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE WIĄZANIE CHEMICZNE WIĄZANIE KOWALENCYJNE X δ− δ− WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE WIĄZANIE JONOWE δ+ X F X POLARNOŚĆ WIĄZANIA – jest spowodowana różnicą elektroujemności atomów biorących udział w wiązaniu chemicznym δ− Y X+ Y- ELEKTROUJEMNOŚĆ – jest to zdolność atomu do przyciągania elektronów w wiązaniu chemicznym WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE Pauling przyjął elektroujemność równą 4 dla atomu fluoru F 2.5 dla atomu węgla C CHARAKTER JONOWY WIĄZANIA 5 ŁADUNEK FORMALNY 2.5 dla atomu węgla C pierwiastek o mniejszej elektroujemności od węgla < < 2.5 O pierwiastek o większej elektroujemności od węgla CH3 N ŁADUNEK FORMALNY UJEMNY C 2.5 H 2.1 Li 1.0 Cl H H Li −δ C H H ŁADUNEK FORMALNY DODATNI O H C 2.5 H 2.1 Cl 3.0 C +δ H ŁADUNEK FORMALNY ŁADUNEK FORMALNY = = e- liczba walencyjnych 2 liczby liczba ewalencyjnych w atomie związanym ŁADUNEK FORMALNY liczba ewalencyjnych w atomie wolnym 1 = ŁADUNEK FORMALNY ŁADUNEK FORMALNY liczba ewalencyjnych w atomie wolnym H +1 H C N liczba ewalencyjnych w atomie związanym e- wiążących liczba eniewiążących 0 O O H -1 dla O O N e- walencyjne 6 6 5 e- wiążące 2 4 8 e- niewiążące 6 4 0 ŁADUNEK FORMALNY -1 0 +1 ŁADUNEK FORMALNY = 6 - 2/2 - 6 = -1 ŁADUNEK FORMALNY = 6 - 4/2 - 4 = 0 ŁADUNEK FORMALNY = 5 - 8/2 - 0 = +1 6 GRUPA +1 0 -1 B B 3 4 5 6 7 Obliczamy ogólną liczbę elektronów walencyjnych atomów wchodzących w skład cząsteczki 4 C C C C C C C C STRUKTURY LEWISA CH3F + C N N N O O X N N N N N H3 + 7 = 14 elektronów F H H C F Pary elektronów umieszczamy pomiędzy atomami tak, aby połączyć wszystkie atomy wchodzące w skład cząsteczki. H 14 - 4(2) = 6 elektronów O O O 3(1) C Pozostające elektrony umieszcza się jako niewiążące pary elektronów tak, aby każdy z atomów posiadał ‘oktet elektronowy’ X X H H C F H X = F, Cl, Br, I 6 : 2 =3 STRUKTURY LEWISA STRUKTURY REZONANSOWE O Atomy pierwiastków grupy 3 w wysoce reaktywnych cząsteczkach mają mniej niż 8 elektronów, tzw. niepełny oktet elektronowy F O C F B O C O O O F C=O Atomy pierwiastków okresów 3 i wyższych (dysponują orbitalami d) mogą przyjmować więcej niż 8 elektronów, tzw. rozszerzony oktet elektronowy O O O C F F F S F 1.2Å C–O 1.34Å - O 2 3 O - 2 3 C F O - F 2 3 1.28Å 7 PODSTAWOWE REGUŁY PISANIA STRUKTUR REZONANSOWYCH 1. Struktury graniczne nie istnieją realnie – łączymy je za pomocą suma polarności poszczególnych wiązań oraz rozmieszczenie wolnych, niewiążących par elektronowych w cząsteczce 2. Wszystkie struktury rezonansowe różnią się między sobą położeniem elektronów π oraz elektronów niewiążących + + + CH3–CH–CH=CH2 CH2–CH2–CH=CH2 CH3–CH=CH–CH2 POLARNOŚĆ CZĄSTECZEK 3. Wszystkie struktury rezonansowe muszą być typu Lewisa 4. Wszystkie atomy należące do układu zdelokalizowanego muszą leżeć w jednej płaszczyźnie 5. Wszystkie struktury rezonansowe muszą mieć taką samą liczbę sparowanych elektronów CH2=CH–CH=CH2 MOMENT DIPOLOWY µ CH2 –CH=CH–CH2 6. Struktur rezonansowych przedstawiających układy o bardzo dużej energii nie bierze się pod uwagę, np. CH3 CH3+ POLARNOŚĆ CZĄSTECZEK GEOMETRIA CZĄSTECZEK MOMENT DIPOLOWY µ – jest to iloczyn wielkości ładunku Q na krańcu dipola cząsteczkowego oraz odległości między ładunkami r µ=Q ×r VSEPR – Valence Shell Electron-Pair Repulsion (Gillespie 1957) 1. Rozważana cząsteczka/jon jest zbudowana z atomu centralnego, kowalencyjnie związanego z co najmniej dwoma atomami lub grupami atomów 1D = 3.336 ×10-30 C × m 2. Rozważane są wszystkie walencyjne pary elektronowe atomu centralnego; rozróżnia się : µ = 1.85 D Pary elektronowe ‘wiążące’ – elektrony biorące udział w wiązaniu kowalencyjnym H µ=0 Cl Cl Cl C Cl O H H H Pary elektronowe ‘niewiążące’ H N H C H H H 3. Par elektronowe będą przyjmowały takie ułożenie w przestrzeni, aby zminimalizować wzajemne oddziaływania odpychające µ = 1.47 D 8 Poziom Obszar przestrzeni, w którym prawdopodobieństwo znalezienia się elektronu jest największe określa się zwyczajowo ORBITALEM Podpoziom energetyczny konfiguracja elektronowa przy max. obsadzeniu 1s2 (1) K s (2) L s, p ORBITALE ATOMOWE różnią się: • kształtem • wielkością (3) M s, p, d • energią elektronów opisywanych przez dany orbital (4) N s, p, d, f 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 2e8e18e- 4s2 4p6 4d10 4f14 32e- ENERGIA 4s < 4p < 4d < 4f ORBITALE ATOMOWE ORBITALE ATOMOWE ZASADY OBSADZANIA ORBITALI PRZEZ ELEKTRONY 1s płaszczyzna nodalna 1. Orbital może być ’zajmowany’ co najwyżej przez dwa elektrony o przeciwnych spinach – zakaz Pauli’ego 2s 2. Następny orbital jest obsadzany wtedy, gdy zajęte są orbitale o niższej energii płaszczyzna nodalna 2py 3. Obsadzanie orbitali o takiej samej energii następuje zgodnie z regułą Hunda, tzn. elektrony zapełniają tak orbitale, aby jak największa liczba elektronów była ‘niesparowana’ 2p 9 ORBITALE CZĄSTECZKOWE – MOLEKULARNE ORBITALE ATOMOWE 6C 1s2 2s2 2p2 2e- 1s2 2s2 2p3 7N 3epx py pz 1s2 2s2 2p4 8O 4epx py pz px py pz 2p 2s 1s 1. Każda para elektronów jest zlokalizowana w pobliżu jąder 2. Kształt orbitali molekularnych i ich wzajemne rozmieszczenie wynika z kształtu i rozmieszczenia przestrzennego orbitali atomowych atomów wchodzących w skład cząsteczki 2H· 1s H–H 2H· H–H 1s σ ORBITAL ANTYWIĄŻĄCY σ* 2× ×218 kJ mol-1 E H–H ENERGIA ABSORBOWNA PODCZAS PĘKANIA WIĄZANIA 2H· ENERGIA UWALNIANA PODCZAS TWORZENIA WIĄZANIA σ∗ ORBITAL WIĄŻĄCY σ 10 ORBITALE SHYBRYDYZOWANE MO antywiążący CH4 ENERGIA π* 2 orbitale p π∗ π MO wiążący Cząsteczka symetryczna Wiązania C – H są równocenne; o takiej samej długości i mocy Kąty walencyjne H – C – H wynoszą 109º28’ 2 orbitale p 6C 1s2 2s2 2p2 6C π 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p2 6C 4 1s × 1H 4 × 1H 1s1 4 × sp3 1s1 2s 2px py pz HYBRYDYZACJA 4 × 1s 1s 2s 2px py pz 4 × sp3 HYBRYDYZACJA TETRAEDRYCZNA 11 5B STRUKTURA ETANU 6 węgiel sp3 1s węgiel sp3 2s 2px py pz HYBRYDYZACJA 1s wiązanie σ C–H wiązanie σ C–C 1s 3 × sp2 2p HYBRYDYZACJA TRYGONALNA STAN WZBUDZONY STAN sp 2 SHYBRYDYZOWANY STAN PODSTAWOWY STRUKTURA ETENU wiązanie σ C–C 2p 2p p ORBITAL sp2 2s 1s 1s przeniesienie elektronu wiązanie σ C–H hybrydyzacja wiązanie π C–C C płaszczyzna nodalna 12 STAN WZBUDZONY 4Be STAN sp SHYBRYDYZOWANY STAN PODSTAWOWY 2p 2p sp 2s 1s 2s 2px py pz 1s 1s HYBRYDYZACJA 1s 180°° 1s hybrydyzacja 2 × sp 2p HYBRYDYZACJA DYGONALNA STRUKTURA ETYNU 1.06 A wiązanie σ C–C 1.09 A 1.10 A H H H H H C C 1.20 A wiązanie π C–C wiązanie π C–C H C 1.34 A 1.54 A wiązanie σ C–H C 180°° C 118°° 109.5°° C H H H H H H 13
