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 
4. R. M.Silverstein, F. X. Webster, D. J. Kiemle
SPEKROSKOPOWE METODY INDENTYFIKACJI 
ZWIĄZKÓW ORGANICZNYCH, PWN Warszawa, 2007

KOLOKWIUM

12.11.2010

17.12.2010

21.01.2011

obejmuje materiał wykładowy przedstawiony odpowiednio do dnia

5.11.10, 10.12.10 oraz 14.01.10

godz. 10.15 OiO Audytorium im. Potyrały

Zaliczenie przedmiotu:

-

ocena z ćwiczeń wynika z sumy 

punktów uzyskanych na kolokwiach 
wykładowych i sprawdzianach 
ćwiczeniowych – na ocenę pozytywną
niezbędne jest zgromadzenie co najmniej 
50% punktów 

-

ocena pozytywna z ćwiczeń jest 

warunkiem koniecznym przystąpienia do 
egzaminu

STRUKTURA I WIĄZANIA W ZWIĄZKACH ORGANICZNYCH

Poznawanie względnego rozmieszczenia atomów w 
cząsteczce

Poznawanie reakcji chemicznych

STRUKTURA I WIĄZANIA W ZWIĄZKACH ORGANICZNYCH

1. Atomy pierwiastków występujących w związkach 
organicznych biorą udział w określonej liczbie wiązań, np. 

2. Atomy węgla są zdolne do tworzenia wiązań pomiędzy sobą

atomy węgla  – czterowiązalne

C

atomy tlenu  – dwuwiązalne

O

WIĄZANIA C – C 

C C

pojedyncze

C C

podwójne

C C

potrójne

atomy wodoru i halogenów  – jednowiązalne

Cl

H

IZOMERIA

IZOMERY    – różne związki chemiczne o takim 

samym wzorze sumarycznym

C

2

H

6

O

CH

3

CH

2

OH

etanol

CH

3

OCH

3

eter dimetylowy

temp. wrzenia [°C]

78.5

- 24.9

temp. topnienia [°C]

- 117.3

- 138

reakcja z Na

wydziela się H

2

brak reakcji

IZOMERIA

IZOMERY KONSTYTUCYJNE       –

różne związki 

chemiczne o takim samym wzorze sumarycznym, ale 
różniące się konstytucją (sposobem połączenia 
atomów ze sobą)

CH

3

CH

2

OH

etanol

CH

3

OCH

3

eter dimetylowy

STRUKTURA I WIĄZANIA W ZWIĄZKACH ORGANICZNYCH

SYNTETYCZNE 

ZWIĄZKI 

ORGANICZNE

SYNTETYCZNE GUMY

SYNTETYCZNY JEDWAB

nylon, rayon

DODATKI DO ŻYWNOŚCI

barwniki

sztuczne słodziki

konserwanty

sztuczne środki zapachowe

TWORZYWA SZTUCZNE

teflony

polistyren

poliuretany

polipropylen

PALIWA

LEKI

O

CH

3

CH

3

OH

TESTOSTERON 

męski hormon płciowy

KWASY NUKLEINOWE

HORMONY

BIAŁKA

WĘGLOWODANY

LIPIDY

ENZYMY

WIĄZANIA CHEMICZNE

oddziaływanie pomiędzy atomami warunkujące powstanie 
trwałych pod względem chemicznym cząsteczek

1916 r.

G. N. LEWIS (University of California, Berkeley)

W. KÖSSEL (Uniwersität München)

WIĄZANIE JONOWE    – elektrostatyczne przyciąganie przeciwnie 
naładowanych ładunków elektrycznych

WIĄZANIE KOWALENCYJNE    – tworzy się przez ‘uwspólnienie’
elektronów obu atomów biorących udział w wiązaniu

WIĄZANIA JONOWE

występuje pomiędzy atomem metalu o małej wartości energii 
jonizacji, a atomem niemetalu o dużej ujemnej wartości 
powinowactwa elektronowego

11

Na    1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

Na

+

: 1s

2

2s

2

2p

6

[Ne]

-1e 

-

KATION

ANION

17

Cl    1s

2

2s

2

2p

6

3s

2 

3p

5 

Cl

-

: 1s

2

2s

2

2p

6 

3s

2 

3p

6

[Ar]

+1e 

-

WIĄZANIA JONOWE

występuje pomiędzy dwoma atomami: jednym o niskim potencjale 
jonizacyjnym oraz drugim – o dużym powinowactwie elektronowym

ELEKTROUJEMNOŚĆ KILKU WYBRANYCH PIERWIASTKÓW

Li

Be

B

C

N

O

F

1.0

1.5

2.0

2.5

3.0

3.5

4.0

Na

Mg

Al.         

Si

P

S

Cl

0.9

1.2

1.5

1.8

2.1

2.5

3.0

K

Br

0.8

2.8

WZROST ELEKTROUJEMNOŚCI

W

Z

R

O

S

T

 EL
EK
T

R

OU
J

E

MN
O

Ś

CI

WIĄZANIA JONOWE

NaCl

MgSO

4   

NaHCO

3

NH

4

Cl    NaF

związki krystaliczne o wysokich temp. topnienia i wrzenia 

dla NaCl tt. 801°C i tw. 1413°C

ATOMOWE POWINOWACTWO ELEKTRONOWE – jest to miara 
dążenia wyizolowanego atomu w fazie gazowej do 
przyłączenia elektronu

ATOMOWA ENERGIA JONIZACJI – jest to ilość energii 
potrzebna do usunięcia elektronu z wyizolowanego atomu w 
fazie gazowej 

WIĄZANIA KOWALENCYJNE

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

:F:

+

:F:

:F:F:

··

··

·· ··

·· ··

·

·

WZÓR 

STRUKTURALNY

LEWISA

⏐

F – F

⏐

WIĄZANIA KOWALENCYJNE

tworzy się poprzez ‘uwspólnienie‘ elektronów obu atomów 
biorących udział w wiązaniu chemicznym

dwa atomy różnych pierwiastków o zbliżonym powinowactwie 
elektronowym – para elektronów jest przesunięta w stronę
atomu bardziej elektroujemnego

:O:

+

2H·

:O:H

··

··
··

H

WIĄZANIE KOWALENCYJNE 

SPOLARYZOWANE

H

H

O

δ+

δ+

δ−

WZÓR 

STRUKTURALNY

LEWISA

WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE

⏐

N 

≡ N

⏐

H

H

O

δ+

δ+

δ−

H – F

δ+

δ−

– O  –

N

B

H – Cl 

H – Br 

δ+

B

F

F

F

δ−

δ−

δ−

– C  –

⏐

⏐

δ+

δ−

δ−

O = C = O

WIĄZANIE CHEMICZNE

X X 

δ+

δ−

X

Y

X

+     

Y

-

CHARAKTER JONOWY WIĄZANIA

WIĄZANIE JONOWE

WIĄZANIE KOWALENCYJNE

WIĄZANIE KOWALENCYJNE

SPOLARYZOWANE

WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE

ELEKTROUJEMNOŚĆ – jest to zdolność atomu  do 
przyciągania elektronów w wiązaniu chemicznym

POLARNOŚĆ WIĄZANIA – jest spowodowana różnicą
elektroujemności atomów biorących udział w wiązaniu 
chemicznym

Pauling przyjął elektroujemność równą 4 dla atomu fluoru F

2.5 dla atomu węgla C

2.5 dla atomu węgla C

2.5

<

<

pierwiastek o mniejszej 
elektroujemności od węgla

pierwiastek o większej 
elektroujemności od węgla

Cl

C

H

H

H

C

2.5

H

2.1

Cl

3.0

Li

C

H

H

H

C

2.5

H

2.1

Li

1.0

−δ

+δ

ŁADUNEK FORMALNY

CH

3

N

O

O

ŁADUNEK FORMALNY UJEMNY

ŁADUNEK 

FORMALNY

liczba e

-

walencyjnych 

w atomie 

wolnym

liczba e

-

walencyjnych 

w atomie 

związanym

=

Ł

A

DUNE

K

 F

O

R

M

A

L

NY

 D

O

DA

T

N

I

ŁADUNEK 

FORMALNY

liczba e

-

walencyjnych 

w atomie 

wolnym

liczba e

-

walencyjnych 

w atomie 

związanym

=

ŁADUNEK 

FORMALNY

liczba e

-

walencyjnych

liczby e

-

wiążących

=

1
2

liczba e

-

niewiążących

ŁADUNEK FORMALNY

ŁADUNEK FORMALNY

H   C   

N

H

H

O

O

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

-1

0

+

1

GRUPA

+1

0

-1

3

B

B

C

C

C

C

C

C

C

C

C

4

5

6

7

N

N

N

N

N

N

N

N

O

O

O

O

O

X

X

X

X = F, Cl, Br, I

STRUKTURY LEWISA

Obliczamy ogólną liczbę elektronów walencyjnych atomów 
wchodzących w skład cząsteczki

CH

3

F

4

+

3(1)

+

7     = 14 elektronów

C

H

3

F

Pary elektronów umieszczamy 
pomiędzy atomami tak, aby 
połączyć wszystkie atomy 
wchodzące w skład cząsteczki. 

H

C

F

H

H

Pozostające elektrony umieszcza się
jako niewiążące pary elektronów tak, 
aby każdy z  atomów posiadał ‘oktet 
elektronowy’

H

C

F

H

H

14  - 4(2) = 6 elektronów

6  :  2  = 3

STRUKTURY LEWISA

Atomy pierwiastków grupy 3 w wysoce 
reaktywnych cząsteczkach mają mniej 
niż 8 elektronów, tzw. niepełny oktet 
elektronowy

F

B

F

F

Atomy pierwiastków okresu 3 i wyższych 
(dysponują orbitalami d)  mogą
przyjmować więcej niż 8 elektronów, tzw. 
rozszerzony oktet elektronowy

F

S

F

F

F

F

F

STRUKTURY REZONANSOWE

O C

O

O

O C

O

O

O C

O

O

C=O

1.2Å

C–O

1.34Å

O

C

O

O

2

3

-

2

3

-

2

3

-

1.28Å

PODSTAWOWE REGUŁY PISANIA STRUKTUR REZONANSOWYCH

2.   Wszystkie struktury rezonansowe różnią się między sobą
położeniem elektronów 

π

oraz elektronów niewiążących 

1.   Struktury graniczne nie istnieją realnie – łączymy je za pomocą

CH

3

–CH–CH=CH

2

CH

3

–CH=CH–CH

2

+

+

CH

2

–CH

2

–CH=CH

2

+

3.   Wszystkie struktury rezonansowe muszą być strukturami typu 
Lewisa

4.   Wszystkie atomy należące do układu zdelokalizowanego
powinny leżeć w jednej płaszczyźnie

5.   Wszystkie struktury rezonansowe muszą mieć taką samą liczbę
sparowanych elektronów

CH

2

=CH–CH=CH

2

CH

2 

–CH=CH–CH

2

6.   Struktur rezonansowych przedstawiających układy o bardzo 
dużej energii nie bierze się pod uwagę, np.  

-

CH

3

CH

3

+

POLARNOŚĆ CZĄSTECZEK

suma polarności poszczególnych wiązań oraz rozmieszczenie 
wolnych, niewiążących par elektronowych w cząsteczce

MOMENT DIPOLOWY 

µ

POLARNOŚĆ CZĄSTECZEK

MOMENT DIPOLOWY 

µ 

– jest to iloczyn wielkości ładunku Q 

na krańcu dipola cząsteczkowego oraz odległości między 
ładunkami r

µ = 

Q  

×

r

1D = 3.336 

×10

-30 

C 

× m

Cl

C

Cl

Cl

Cl

H

C

H

H

H

µ = 0

H

H

O

N

H

H

H

µ = 1.85 

D

µ = 1.47 

D

GEOMETRIA CZĄSTECZEK

VSEPR 

–

V

alence

S

hell

E

lectron

-

P

air Repulsion

(Gillespie 1957)

1. Rozważana cząsteczka/jon jest zbudowana z atomu centralnego, 

kowalencyjnie związanego z co najmniej dwoma atomami lub 
grupami atomów

2. Rozważane są wszystkie walencyjne pary elektronowe atomu 

centralnego; rozróżnia się :

Pary elektronowe ‘wiążące’ – elektrony biorące udział w wiązaniu 
kowalencyjnym

Pary elektronowe ‘niewiążące’

3. Pary elektronowe będą przyjmowały takie ułożenie w przestrzeni, 

aby zminimalizować wzajemne oddziaływania odpychające

Obszar przestrzeni, w  którym prawdopodobieństwo 
znalezienia się elektronu jest największe określa się
zwyczajowo ORBITALEM

ORBITALE ATOMOWE różnią się:

•

kształtem

•

wielkością

•

energią elektronów opisywanych przez dany orbital

Poziom Podpoziom

konfiguracja 

elektronowa

energetyczny

przy max. obsadzeniu

(1) K

s

1s

2

(2) L

s

, p

2s

2 

2p

6

(3) 

M                 s, p, d

3s

2 

3p

6

3d

10

(4) 

N                s, p, d, f

4s

2 

4p

6

4d

10 

4f

14

4s <  4p <  4d <  4f

ENERGIA

2e

-

8e

-

18e

-

32e

-

1s

płaszczyzna 

nodalna

2s

płaszczyzna 

nodalna

2p

2p

y

ORBITALE ATOMOWE

ORBITALE ATOMOWE

1. Orbital może być ’zajmowany’ co najwyżej przez 

dwa 

elektrony o przeciwnych spinach – zakaz Pauli’ego

2. Następny orbital jest obsadzany wtedy, gdy zajęte są

orbitale o niższej energii

3. Obsadzanie orbitali o takiej samej energii następuje 

zgodnie z regułą Hunda, tzn. elektrony zapełniają tak 
orbitale, aby jak największa liczba elektronów była 
‘niesparowana’

ZASADY ‘OBSADZANIA’ ORBITALI PRZEZ ELEKTRONY

ORBITALE ATOMOWE

6

C

1s

2

2s

2

2p

2

7

N

1s

2

2s

2

2p

3

8

O

1s

2

2s

2

2p

4

p

x

p

y

p

z

2e

-

p

x

p

y

p

z

3e

-

p

x

p

y

p

z

4e

-

1s

2s

2p

ORBITALE CZĄSTECZKOWE – MOLEKULARNE 

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·

H – H 

1s

1s

σ

σ∗

ORBITAL ANTYWIĄŻĄCY 

σ∗ 

ORBITAL WIĄŻĄCY 

σ

2H·

H – H 

E

2H·

H – H 

2

×218 kJ mol

-1

E

N

E

R

G

IA

 U

W

AL

N

IAN

A P

O

D

C

Z

AS

TW

ORZE

NIA

 W

IĄ

ZA

NIA

EN
E

R

GIA

 A

B

SOR

B

O

WN
A

 PO

D

C

Z

A

S

P

Ę

KA
NI

A

 W
IĄ

ZA
NIA

2 orbitale p

π

* 

MO antywiążący

π 

MO wiążący

ENERG

IA

2 orbitale p

π 

π∗

ORBITALE SHYBRYDYZOWANE 

CH

4

Cząsteczka symetryczna

Wiązania C – H są równocenne; o takiej samej długości i mocy

Kąty walencyjne H – C – H  wynoszą 109º28’

6

C

1s

2

2s

2

2p

2

4  

×

1

H

1s

1

6

C

1s

2

2s

2

2p

2

4  

×

HYBRYDYZACJA

2p

x

p

y

p

z

1s

2s

1s

4 

× sp

3

HYBRYDYZACJA 

TETRAEDRYCZNA

1s

2p

x

p

y

p

z

2s

6

C

1s

2

2s

2

2p

2

4     

×

1

H

1s

1

4 

× sp

3

STRUKTURA ETANU

6

węgiel sp

3

węgiel sp

3

wiązanie 

σ C–H

wiązanie 

σ C–C

1s

1s

3 

× sp

2

2p

HYBRYDYZACJA

HYBRYDYZACJA 

TRYGONALNA

2p

x

p

y

p

z

1s

2s

5

B

1s

2s

2p

STAN PODSTAWOWY

STAN WZBUDZONY

1s

2p

STAN sp

2 

-

SHYBRYDYZOWANY

sp

2

przeniesienie elektronu

hybrydyzacja

C

STRUKTURA ETENU

p

ORBITAL

wiązanie 

π C–C

wiązanie 

σ C–C

wiązanie 

σ C–H

płaszczyzna nodalna

1s

1s

2 

× sp

2p

HYBRYDYZACJA

HYBRYDYZACJA 

DYGONALNA

180

°

2p

x

p

y

p

z

1s

2s

4

Be

1s

2s

2p

STAN PODSTAWOWY

STAN WZBUDZONY

1s

2p

STAN sp -

SHYBRYDYZOWANY

sp

hybrydyzacja

STRUKTURA ETYNU

wiązanie 

π C–C

wiązanie 

π C–C

wiązanie 

σ C–C

wiązanie 

σ C–H

H

H

C

C

H

H

C

C

H

H

H

H

C

C

H

H

H

H

180

°

118

°

109.5

°

1.06 A

1.09 A

1.10 A

1.20 A

1.34 A

1.54 A