Rodzaje wiązań chemicznych Teoria Lewisa (1916) atomy łączą się ze sobą przez przeniesienie (1 lub więcej) elektronów z jednego atomu na drugi wiązanie jonowe lub przez uwspólnienie par elektronowych aby uzyskać stabilną konfigurację elektronową wiązanie kowalencyjne. Wiązanie jonowe: Na + l Na + l 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Ne Ar 1
Wiązanie kowalencyjne : Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane wiązanie atomowe powstaje gdy różnica elektroujemności w skali Paulinga wynosi: 0 0,4. - 2
Elektroujemność Elektroujemność: dążność atomu znajdującego się w cząsteczce związku chemicznego do przyciągania do siebie elektronów. Na ogół małe atomy przyciągają elektrony silniej niż atomy duże. W układzie okresowym: Grupa kres 3
Skala elektroujemności według Paulinga: 1 2,2 2 Li Be B N F 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 3 Na Mg Al. Si P S l 0,9 1,2 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0 4 K Br 0,8 2,8 5 Rb I 0,8 2,5 6 s 0,7 4
Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane: polaryzacja wiązań chemicznych wynika w pierwszym rzędzie z różnej elektroujemności związanych z sobą atomów. W uproszczeniu atom o większej elektroujemności "ściąga" w swoim kierunku chmurę elektronową tworzącą wiązanie na skutek czego uzyskuje cząstkowy ładunek ujemny δ-, zaś atom mniej elektroujemny jest "odsłaniany" i uzyskuje cząstkowy ładunek dodatni δ+. 5
Układ dwóch przeciwnych ładunków elektrycznych umieszczonych w pewnej odległości nazywamy dipolem. W rezultacie między atomami powstaje elektryczny moment dipolowy, µ, którego wektor jest skierowany wzdłuż wiązania w kierunku atomu bardziej elektroujemnego. δ+ δ l elektroujemność 2,2 3,5 l µ moment dipolowy 6
δ+ δ l l δ+ i δ- oddzielone od siebie długością wiązania l Powstaje dipol o momencie dipolowym µ = δ l Jednostką µ w układzie SI jest m (kulombometr) zęsto w praktyce stosuje się jednostkę zwaną debajem [D] = 3,34 10-30 m harakterystyczną cechą wszystkich wiązań kowalencyjnych spolaryzowanych jest ich kierunkowość. Każde wiązanie spolaryzowane jest dipolem o określonym momencie dipolowym. 7
ząsteczka ma moment dipolowy równy sumie wektorowej momentów dipolowych poszczególnych wiązań. Np. cząsteczki o wzorze AB 2 mogą mieć strukturę: liniową B A B (wówczas µ = 0) np.: 2 Α lub kątową Β Β (wówczas µ> 0) np.: 2 µ= 1,85 D 8
Jeżeli dipole wewnątrz cząsteczki znoszą się nawzajem z powodu symetrycznego ułożenia, cząsteczka ma zerowy moment dipolowy. l l l l trwały dipol µ > 0 brak trwałego dipolu µ = 0 9
Przykładowe momenty dipolowe: Związek Moment dipolowy [D] Nal 9,0 F 1,91 Br 0,80 2 0 10
Związek Moment dipolowy [D] BF 3 0 F F B F sp 2 2 0 sp 11
Związek Moment dipolowy [D].. N 3 1,47 N sp 3 2 1,85 R R R 12
Związek Moment dipolowy µ [D] 4 0 sp 3 3 l 1,87 l sp 3 2 l 2 1,55 l l sp 3 l 4 0 l l l sp 3 13
Efekt Indukcyjny Powstały w wyniku polaryzacji dipol oddziałuje przez indukcję (czyli wpływa) na polaryzację wiązań znajdujących się w sąsiedztwie. Efekt indukcyjny ma krótki zasięg i polaryzacyjne działanie podstawników przestaje być wyczuwalne w miejscach cząsteczek oddalonych bardziej niż kilka wiązań od atomu wywołującego polaryzację. 3 2 2 2 l > polaryzacja wiązania - słabszy efekt indukcyjny powoduje (indukuje) polaryzację sąsiedniego wiązania - 14
Liczba utworzonych wiązań przez atomy 2 okresu zależy od tego, ile elektronów walencyjnych ma atom danego pierwiastka i tak: atom z jednym, dwoma lub trzema elektronami walencyjnymi tworzy odpowiednio jedno, dwa lub trzy wiązania, natomiast atom z czterema lub więcej elektronami walencyjnymi, tworzy tyle wiązań, ile potrzebuje elektronów do wypełnienia poziomów s i p swoich powłok walencyjnych do osiągnięcia struktury oktetowej (czyli 8 elektronów walencyjnych). 15
Elektrony walencyjne, które nie są zaangażowane w tworzenie wiązania, noszą nazwę elektronów niewiążących lub wolnej pary elektronowej. N 3 (wzór Lewisa ) wolna para elektronowa elektron N elektron N 16
Wzór strukturalny Kekule go N niewiążąca para elektronowa wiążąca para elektronowa N 17
Wiązania pomiędzy pierwiastkami w związkach organicznych W związkach organicznych atomy węgla mogą tworzyć cztery wiązania (mogą to być wiązania pojedyncze, podwójne lub potrójne). Równieżłącząc się same ze sobą atomy węgla mogą tworzyć wiązania: pojedyncze podwójne potrójne 18
Atomy wodoru tworzą tylko jedno wiązanie l Atomy tlenu tworzą dwa wiązania (mogą to być dwa wiązania pojedyncze, lub jedno wiązanie podwójne). Atomy azotu w związkach organicznych tworzą najczęściej trzy wiązania, z wolną parą elektronową na atomie azotu. N N N 19
Możliwe są jednak również przypadki, kiedy atom azotu tworzy więcej niż trzy wiązania, wykorzystując swoją wolną parę elektronową np. w niektórych związkach zawierających tlen. N Atomy F, l, Br, I tak jak wodór tworzą w związkach organicznych wiązania pojedyncze l 20
Elektrony walencyjne, wiązania i wolne pary elektronowe. Wolna para elektronowa para elektronów nie tworzących wiązania ATM elektrony walencyjne ilość wiązań Ilość wolnych par elektronowyc 1 1 h 0 4 4 0 N 5 3 1 6 2 2 F 7 1 3,N,,F 2 okres, atomy dążą do uzyskania oktetu 21
Wiązania kowalencyjne wielokrotne Aby zapełnić swoje powłoki walencyjne atomy mogą wspólnie używać więcej niż jednej pary elektronów F N N N 22
zyyyyxp xzxxxtypy orbitali atomowych: rbitale atomowe p p y zs zp z d d xy d xz d yz d x 2 -y 2 d z 2 23
rbitale molekularne (cząsteczkowe) powstają w wyniku: liniowego nałożenia się orbitali atomowych wzdłuż osi łączącej jadra atomów tworzących wiązanie powstaje orbital molekularny σ a wiązanie tak utworzone nazywamy wiązaniem typu σ bocznego nałożenia się orbitali atomowych (dwóch orbitali p) powstaje orbital molekularny π (pi) a wiązanie tak utworzone nazywamy wiązaniem typu π 24
Wiązanie typu sigma - σ - powstaje w wyniku czołowego nałożenia się dwóch orbitali atomowych wzdłuż linii narysowanej między jądrami. + x s s wiązanie σ s-s np.: w - + p p wiązanie σ p-p 25
Wiązanie π - powstaje w wyniku bocznego nałożenia się dwóch równoległych orbitali atomowych p (niezhybrydyzowanych). π p p 26
Uzupełnienie elektronów w atomach do oktetu wymaga często utworzenia więcej niż jednej pary elektronów wiążących powstają wówczas wiązania wielokrotne. Wiązanie pojedyncze - jest zawsze wiązaniem typu σ Wiązanie podwójne 1 wiązanie typu σ i 1 wiązanie typu π Wiązanie potrójne 1 wiązanie typu σ i 2 wiązania typu π 27
stan podstawowy * stan wzbudzony Energia 2p 2s Energia 2p 2s 1s 1s Węgiel może tworzyć tylko 2 wiązania ewentualnie 3 wiązania, ale tworzy 4 np. 4 lub l 4. Jak? 28
stan podstawowy * stan wzbudzony Energia 2p 2s Energia 2p 2s 1s 1s 4-2s - 1s wiązanie s-s 2p - 1s wiązanie p-s 2p - 1s wiązanie p-s 2p - 1s wiązanie p-s 3 wiązania takie same p-s i 1 inne s-s W rzeczywistości 4 identyczne wiązania te same długości. 29
Koncepcja hybrydyzacji orbitali Linus Pauling 1931r rbitale powłoki drugiej atomu * ( w stanie wzbudzonym) obsadzone pojedynczymi elektronami ulegają hybrydyzacji (wymieszaniu, uśrednieniu) 30
W wyniku zmieszania (połączenia) 4 orbitali atomowych węgla ( jednego 2s i trzech 2p) powstają 4 identyczne zhybrydyzowane orbitale zawierające po 1 elektronie walencyjnym. zhybrydyzowane orbitale sp 3 Energia 2p 2s sp 3 orbitale atomowe węgla cztery równocenne zhybrydyzowane orbitale sp 3 31
sp 3 hybrydyzacja tetraedryczna ybrydyzację tę ma: N N N N 32
4 4xsp 3 1s 4 wiązania sp 3 -stypu σ 33
3 x x x x 1s 4 wiązania σ sp 3 s 3 - i 1-1 wiązanie σ sp 3 sp 3-2 niewiążące pary elektronowe na tlenie na orbitalach sp 3 34
ybrydyzacja sp 2 : Energia 2p p 2s sp 2 ybrydyzacja sp 2 - hybrydyzacja trygonalna 35
ybrydyzacja sp 2 : ybrydyzację tę przyjmuje: N N N 36
Wiązanie π - powstaje w wyniku bocznego nałożenia się dwóch równoległych orbitali atomowych p (niezhybrydyzowanych). π p p 37
Eten (etylen) 2 2 oba - hybrydyzacja sp 2 wiązanie = 1 wiązanie σ (mocniejsze) i 1 wiązanie π (słabsze) wiązanie σ powstaje w wyniku liniowego nałożenia się dwóch orbitali sp 2 wiązanie π - powstaje w wyniku bocznego nałożenia się dwóch równoległych niezhybrydyzowanych orbitali atomowych p. π p p 38
2 = 2 x 3 orbitale sp 2 3 orbitale sp 2 1 orbital p niezhybrydyzowany 1 orbital p 39
wiązanie σ sp 2 sp 2 x σ 4 wiązania σ sp 2 s σ σ x 1s σ σ σ π wiązanie π p p 1s x 40
ybrydyzacja sp: z x y p x p z Energia 2p p 2s sp ybrydyzacja sp: hybrydyzacja digonalna 41
ybrydyzacja sp: ybrydyzację tę przyjmuje: N N N hybrydyzacja sp hybrydyzacja sp 2 42
sp 2 N sp sp sp 2 sp 2 sp 3 sp 2 2 sp 3 sp N 2 sp 3 sp 3 43
Siła (energia, moc) i długości wiązań między atomami węgla Długość wiązań między atomami węgla jest zależna od rodzaju wiązania: wiązanie pojedyncze - w etanie 3 3 długość - ok. 1,54Å i moc 376 kj/mol; wiązanie podwójne = w etenie (etylenie) 2 = 2 jest krótsze i mocniejsze niż w etanie długość = ok. 1,33 Å i moc 611 kj/mol; wiązanie potrójne w etynie (acetylenie) ma długość ok. 1,20 Å i moc 835 kj/mol; wiązanie σ - moc 376 kj/mol wiązanie π w = moc 235 kj/mol (611 376) Wiązanie π w = jest słabsze i łatwiejsze do rozerwania. Proces ten dominuje w chemii alkenów i alkinów - reakcje addycji do = i. 44
- = (w aldehydach) Siła (energia, moc) i długość wiązania długość 0,143nm (1,43 Å) moc 358 kj/mol 0,122nm(1,22 Å) moc 736 kj/mol wiązanie σ - moc 358 kj/mol wiązanie π w = moc 378 kj/mol zęste występowanie reakcji addycji / eliminacji w chemii grupy karbonylowej = 45
Siła (energia, moc) i długość wiązania Wiązanie -F -l -Br -I Długość (nm) 0,138 0,177 0,194 0,214 Moc (kj/mol) 452 339 280 230 Wiązania krótsze są zwykle wiązaniami mocniejszymi. 46
Rysowanie wzorów strukturalnych Pełen wzór strukturalny: Wzory skrócone (grupowe): 3 3 3 2 3 3 2 3 3 2 ( 3 ) 2 47
Strukturalne wzory szkieletowe: 1. Atomy węgla się na ogół nie uwidacznia. Zakłada się, że atom węgla znajduje się na każdym przecięciu dwóch linii (wiązań) zagięciu- i na końcu każdej linii. 3 3 3 3 Atom węgla można zaznaczyć dla jasności obrazu albo położenia nacisku. 3 2 2 2 48
2. Atomy wodoru przyłączone do atomu węgla nie są uwidaczniane. Ponieważ atom węgla ma zawsze wartościowość 4, przypisujemy odpowiednią liczbę atomów wodoru każdemu atomowi węgla. 3. Atomy inne niż węgiel i wodór są zawsze uwidaczniane. l 3 2 2 3 l 3 2 3 49
2 2 2 2 2 2 N 2 N 2 N 2 50
Klasy związków. Grupy funkcyjne Z publikacji drukowanych w czasopismach chemicznych wynika, ze obecnie znanych jest ponad 13 milionów związków organicznych. W celu uporządkowania wiedzy na temat tych związków organicznych chemicy zdecydowali się pogrupować je w rodziny biorąc pod uwagę cechy ich struktury i podobieństwo reaktywności chemicznej. Zamiast z ponad kilkunastoma milionami związków mamy do czynienia z kilkunastoma rodzinamiklasami związków, których właściwości chemiczne, w uzasadniony sposób można przewidzieć. 51
Grupy funkcyjne Grupa funkcyjna jest częścią dużej cząsteczki, składa się z atomu lub grupy atomów, które wykazują charakterystyczne zachowanie chemiczne. Dana grupa funkcyjna, z chemicznego punktu widzenia, zachowuje się w ten sam sposób w każdej cząsteczce, której część stanowi. Właściwości każdej cząsteczki organicznej, bez względu na jej wielkość i złożoność, są określone przez grupy funkcyjne, które zawiera. 52
Grupa funkcyjna z punktu widzenia chemicznego, zachowuje się w ten sam sposób, w każdej cząsteczce, w której się znajduje (np. : podwójne wiązanie w etenie i limonenie). 2 2 eten limonen 53
Nazwa klasy związków Alkan R Struktura grupy funkcyjnej Przykład Zawiera jedynie pojedyncze wiązania - i - 3 3 Przyrostek Nazwa przykładu -an etan 54
Alkan R 4 3 3 3 2 3 3 2 2 3 5 12 6 14 7 16 8 18 9 20 10 22 metan etan propan butan pentan heksan heptan oktan nonan dekan Alkil R 3 - metyl 2 5 - etyl 3 7 - propyl -an -yl ; -il 3 3 izopropyl 3 3 3 2 3 izobutyl 3 3 3 tert-butyl 55
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu cykloalkan Zawiera jedynie pojedyncze wiązania - i - cykloalkan cyklopropan cyklobutan cyklopentan x cykloheksan 56
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Alken -en eten (etylen) 3 3 etan 2 = 2 eten (etylen) 3 2 3 propan 3 = 2 propen (propylen) 3 2 2 3 butan 2 = 2 3 1-buten 3 = 3 2-buten cykloheksen 57
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Alkin -in lub yn etyn (acetylen) 3 propyn 3 3 2-butyn but-2-yn 3 2 1-butyn but-1-yn 58
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Aren związki aromatyczne brak benzen toluen 3 naftalen 59
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu alogenek RX X l brak chlorometan 3 2 l jodoetan 3 Br bromometan 3 3 2-fluoropropan F 3 2 2 Br 3 2 2 2 2 Br 1-bromopropan 1-bromopentan 60
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Alkohol R alkan-ol 3 metanol 3 2 etanol 3 () 3 2-propanol propan-2-ol 3 2 2 1-propanol propan-1-ol 3 () 2 3 2-butanol butan-2-ol cykloheksanol 61
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Fenol Ar Grupa przyłączona bezpośrednio do pierścienia aromatycznego fenol 1-naftol α-naftol 2-naftol β-naftol 62
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Eter RR 3 3 eter eter dimetylowy 3 3 3 2 2 3 3 2 3 eter dimetylowy eter dietylowy eter etylowo-metylowy 63
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Amina RN 2 N N 3 N 2 alkiloamina metyloamina 3 2 N 2 etyloamina ( 3 ) 2 N dimetyloamina ( 3 2 ) 3 N trietyloamina 3 2 2 N 2 3 2 2 2 N 2 1-propyloamina 1-butyloamina N 2 cykloheksyloamina N 2 anilina aminobenzen 64
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Nitryl RN N 3 N alkanonitryl etanonitryl (acetonitryl) 3 N etanonitryl (acetonitryl) 3 2 N propanonitryl 65
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Nitrozwiązek RN 2 N brak nitroalkan 3 N 2 nitrometan 66
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Sulfid sulfid (siarczek) S RSR 3 S 3 sulfid dimetylowy 67
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Tiol alkanotiol RS S 3 S metanotiol 68
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Karbonyl Aldehyd R 3 alkanal etanal 69
metanal aldehyd mrówkowy 3 3 etanal aldehyd octowy 3 2 3 2 propanal 3 2 2 3 2 2 butanal aldehyd masłowy 70
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Karbonyl Keton RR 3 3 alkan-on propanon (aceton) 3 2 3 butanon 3 2 2 3 3-pentanon 3 2 2 3 2-pentanon pent-2-on 71
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Kwas karboksylowy R 3 kwas alkanowy kwas etanowy (kwas octowy) kwas metanowy ( mrówkowy) 3 kwas etanowy ( octowy) 3 2 kwas propanowy 3 2 2 kwas butanowy (masłowy) 6 5 kwas benzoesowy 72
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Ester RR 3 3 alkanian alkilu etanian metylu (octan metylu) 3 3 metanian metylu (mrówczan metylu 3 2 5 3 2 3 etanian etylu (octan etylu) 3 benzoesan metylu 3 2 3 propanian metylu 73
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Amid RN 2 N 3 N 2 alkanoamid etanoamid (acetamid) N 2 N 2 metanoamid (formamid) 3 2 N 2 3 2 N 2 propanoamid N 2 benzamid amid kwasu benzoesowego 74
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu hlorek kwasu karboksylowego Rl l chlorek alkanoilu, chlorek acylu, 3 l chlorek etanoilu (chlorek acetylu) 75
Nazwa klasy związków Struktura grupy funkcyjnej Przykład Przyrostek Nazwa przykładu Bezwodnik kwasu karboksylowego (R) 2 Bezwodnik kwasu. bezwodnik - owy 3 3 bezwodnik kwasu etanowego bezwodnik octowy ( 3 ) 2 76
morfina fenol aromatyka alkohol eter N 3 alken amina 77