31
Wykład 1.
Wstęp do chemii organicznej
Czy związki organiczne do syntezy wymagają „vis vitalis”?
Doświadczenie Michela Chevreul’a (1816r.)
Obalenie teorii witalistycznej 1828 r – przez Friedicha Wöhlera (synteza mocznika – znana substancja organiczna z soli nieorganicznej- cyjanianu amonu)
Dalsze reakcje otrzymywania związków organicznych
1845r chemik niemiecki Hermann Kolbe otrzymał kwas octowy z substancji nieorganicznych.
Przypomnienie budowy atomów
Kolejność zapełniania orbitali (orbitale o najniższej energii zapełniane są w pierwszej kolejności)
1s 2 → 2s 2 → 2p 6 (2 px 2py 2pz) → 3s 2 → 3p6 → 4 s 2 → 3d10→ 4p 6 → 5s2 → 4d 10 → 5p 6 → 6s 2 → 4f 14 → 5d 10 → 6p 6 → 7s 2 → itd
Zakaz Pauliego –na orbitalu mogą znajdować się maksymalnie dwa elektrony różniące się liczbą spinową (zwrotem)
Reguła Hunda- orbitale zdegenerowane
np orbitale typu p (czyli orbitale o tej samej energii)
wypełniane są najpierw pojedynczymi elektronami o spinach równoległych,
dopiero po wypełnieniu orbitali pojedynczymi elektronami na orbitalu lokuje się drugi elektron o spinie antyrównoległym.
Max liczba elektronów na powłokach
powłoka I (K)– tylko orbital 1s 2 elektrony
powłoka II (L) orbital 2s i trzy orbitale 2p 8 elektronów
powłoka III (M) orbital 3s, trzy orbitale 3p i pięć orbitali 3d 18elektronów
powłoka IV (N) orbital 4s, trzy orbitale 4p, pięć orbitali 4d, siedem orbitali 4f
łącznie 32 elektrony
n okres pierwszy 1s 2 pierwiastki w okresie
n okres drugi 2s 2p 8 pierwiastków w okresie
n okres trzeci 3s 3p 8 pierwiastków w okresie
n okres czwarty 4s 3d 4p 18 pierwiastków w okresie
n okres piąty 5s 4d 5p 18 pierwiastków w okresie
n okres szósty 6s 4f 5d 6p 32 pierwiastki w okresie
Budowa elektronowa pierwiastków pierwszego okresu i drugiego okresu
Zapis konfiguracji elektronowej pierwiastków I i II okresu
1 H 1s1 2 He 1s2
3 Li 1s2 2s1
4 Be 1s2 2s2
5B 1s2 2s2 2p1 (2p1 = 2px1)
6C 1s2 2s2 2p2 (2p2 =2px1 2py1)
7 N 1s2 2s2 2p3 (2p3 = 2px1 2py1 2pz1)
8 O1s2 2s2 2p4 (2p4 =2px2 2py1 2pz1)
9 F1s2 2s2 2p5 (2p5 =2px2 2py2 2pz1)
10 Ne1s2 2s2 2p6 (2p6 =2px2 2py2 2pz2)
Przypomnienie tworzenia wiązań
Dlaczego pierwiastki łączą się ze sobą?
Cząsteczki muszą być trwalsze niż pojedyncze atomy
Nadzwyczajna trwałość gazów szlachetnych – nie wchodzą w reakcje chemiczne przy zastosowaniu tradycyjnych metod
Wiązania chemiczne
Wiązanie jonowe - utworzone przez przejście jednego lub więcej elektronów od jednego atomu do drugiego z utworzeniem jonów, które oddziaływują siłami elektrostatycznymi.
LiF
Tworzenie wiązania jonowego:
Li – elektron → Li + (kation)
F + elektron → F ─ (anion)
Wiązania jonowe powstają pomiędzy pierwiastkami różniącymi się znacząco elektroujemnością - różnica elektroujemności ok. 2 jednostki w skali Paulinga -(1,7-1,9).
Wiązanie atomowe (kowalencyjne) – utworzone jest przez uwspólnienie elektronów, z których każdy pochodzi od innego atomu.
Wiązanie atomowe niespolaryzowane – dwa elektrony wiążące są w równym stopniu wykorzystywane przez dwa równocenne atomy (atomy tego samego pierwiastka) tworzące wiązanie
Wiązanie atomowe spolaryzowane – takie wiązanie, w którym elektrony są przyciągane przez jeden z atomów (bardziej elektroujemny) tworzących wiązanie silniej niż przez drugi
Wiązanie atomowe spolaryzowane (różnica elektroujemności
pomiędzy pierwiastkami mniejsza niż dwie jednostki w skali Paulinga)
Elektroujemność Cl 3
Elektroujemność H 2,1
dipol
Efekt indukcyjny
Gdy wiązanie kowalencyjne łączy dwa niejednakowe atomy, to nie ma powodu aby elektrony wiązania były dokładnie po środku między atomami, jak wiemy pierwiastki bardziej elektroujemne przyciągają je bardziej, powodując polaryzację wiązania.
Przyjętym w chemii organicznej wzorcem elektroujemności jest wiązanie C-H.
Atomy lub grupy atomów, które przyciągają elektrony silniej niż wodór nazywamy elektroujemnymi,
natomiast te, które czynią to w mniejszym stopniu niż wodór elektrododatnimi.
W wyniku przyciągania lub odpychania elektronów wiązanie staje się spolaryzowane. Powstały w wyniku polaryzacji dipol oddziałuje przez indukcję (czyli wpływa) na polaryzację wiązań znajdujących się w sąsiedztwie. Zjawisko to jest znanym z fizyki oddziaływaniem indukcyjnym.
Zatem czynnikiem powodującym polaryzację wiązań pojedynczych poprzez wewnątrzcząsteczkowe dipole jest efekt indukcyjny.
Ten efekt powoduje, że polaryzacja nie ogranicza się tylko do wiązania w którym uczestniczy atom lub grupa elektroujemna, lecz przenosi się na dalsze wiązania.
Efekt indukcyjny oznaczany symbolem I jest jednym z czynników określających właściwości chemiczne cząsteczek, ponieważ polaryzacja wiązań wpływa na ich reaktywność.
Efekt jest dodatni (+ I) jeżeli podstawniki odpychają elektrony, a ujemny (- I) jeżeli podstawniki przyciągają elektrony.
Przyjmuje się , że dla wodoru I = 0.
Efekt =I (+) jest rzadko spotykany ponieważ podstawniki występujące w związkach organicznych są na ogół bardziej elektroujemne od wodoru.
Efekt indukcyjny ma krótki zasięg i polaryzacyjne działanie podstawników przestaje być wyczuwalne w miejscach cząsteczek oddalonych bardziej niż kilka wiązań od atomu wywołującego polaryzację.
Ujemny efekt indukcyjny ( -I)
Dodatni efekt indukcyjny ( +I)
Wiązanie koordynacyjne – utworzone jest przez uwspólnienie dwóch elektronów pochodzących od tylko jednego z atomów tworzących wiązanie
Wiązanie pomiędzy azotem a borem jest utworzone za pomocą pary
elektronowej pochodzącej od atomu azotu. Atom boru posiada w swojej
sferze walencyjnej tylko sześć elektronów (tworzy trzy dwuelektronowe wiązania z fluorem), więc do „upodobnienia” się do najbliższego gazu szlachetnego przyjmie donorowaną przez atom azotu
jego wolną parę elektronową i utworzy wiązanie koordynacyjne.
Niedobór dwóch elektronów na atomie boru w BF3 w stosunku do najbliższeg...
wrib.biologia