Chemia Organiczna

Chemia Organiczna

kurs podstawowy

Anna Janecka

Zakład Chemii Biomolekularnej
Uniwersytet Medyczny w Łodzi

Chemia organiczna - związek z żywymi
organizmami.
XVIII wiek - teoria witalizmu
Związki organiczne izolowane z materiału
biologicznego.

Co to jest chemia organiczna ?

Co to jest chemia organiczna ?

C

H O N

Mocznik

– końcowy

produkt
metabolizmu
białek, obecny w
moczu wszystkich
ssaków

O

H

2

N

NH

2

Friedrich Wöhler
(1800 – 1882)

cyjanian amonu

O

H

2

N

NH

2

NH

4

NCO



Getynga, 1828

mocznik

Chemia organiczna - nauka o

związkach węgla.

C

C

C

C

C

C

H

C

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H H

H

H

H

H

C

C

C

C

C

C

H

H

H

H

H

H

Dlaczego węgiel jest tak wyjątkowym
pierwiastkiem?

Dlaczego węgiel jest tak wyjątkowym
pierwiastkiem?

Wszystkie związki organiczne zawierają jeden lub więcej
atomów węgla. Jednak nie wszystkie związki chemiczne
zawierające węgiel to związki organiczne

Cu(II)CO

3

diament

grafit

SH

S

S

Nikotyna –
alkaloid
zawarty w
liściach tytoniu

Tiol obecny w
wydzielinie skunksa

Zapach trufli
pochodzi
od tego związku

N

N

Przykłady związków organicznych w żywych organizmach

Naturalne versus syntetyczne

Związki naturalne - wyprodukowane przez rośliny
lub
w organizmach zwierzęcych.
Związki syntetyczne - otrzymane w laboratorium.

O C

O

CH

3

COOH

OH

COOH

A

B

kwas salicylowy kwas acetylosalicylowy (aspiryna)

•penicylina – naturalna, często powoduje reakcje
alergiczne, modyfikowana - nie

Wiązania
chemiczne

Wiązania
chemiczne

Cząsteczki posiadają zwykle niższą energię niż
pojedyncze atomy. Dążność atomów do obniżania
swojej energii jest siłą napędową tworzenia się
cząsteczek.

Gazy szlachetne – nie reagują z innymi pierwiastkami.

stabilna konfiguracja elektronowa - 8 elektronów
walencyjnych
(wyjątek He – 2 elektrony walencyjne)

Atomy innych pierwiastków starają się uzyskać konfigurację gazu

szlachetnego położonego najbliżej w układzie okresowym.

Reguła
oktetu

Reguła
oktetu

Atomy mogą

tracić, zyskiwać

lub

uwspólniać

elektrony,
aby uzyskać 8 elektronów (oktet) w powłoce
walencyjnej (tak jak gazy szlachetne).

Wyjątek:

H, Li, Be dążą do uzyskania 2 elektronów

walencyjnych (tak jak w powłoce He).

atomy

tracą

elektrony

atomy

zyskują

elektrony

atomy

uwspólniają

elektrony

wiązanie jonowe

wiązanie

kowalencyjne

Wiązanie jonowe

3

Li -

1s

2

2s

1

9

F -

1s

2

2s

2

2p

5

1 elektron w
powłoce
walencyjnej

7 elektronów w
powłoce
walencyjnej

powłoka walencyjna
wypełniona

powłoka walencyjna
wypełniona

Li

+

F

-

Metale są elektrododatnie

Niemetale są elektroujemne

tworzą jony
dodatnie
(kationy)

tworzą jony
ujemne (aniony)

Wiązania jonowe tworzą się pomiędzy

metalami

i

niemetalami.

Atomy

elektrododatnie

- tendencja do

oddawania

elektronów

(np.Li).

Atomy

elektroujemne

- tendencja do

przyłączania

elektronów

(np.F).

Wiązanie
kowalencyjne

Wiązanie
kowalencyjne

podobna elektroujemność -uwspólnienie
elektronów

A. .B A:B

:

H. + .H

H:H + ciepło

Wspólna para elektronów -

wiązanie

kowalencyjne

Wiązania kowalencyjne tworzą się pomiędzy

niemetalami

.

CH

4

6

C -

1s

2

2s

2

2p

2

atom węgla

4 elektrony w powłoce walencyjnej
(niewypełniona)

cząsteczka metanu CH

4

8 elektronów w powłoce walencyjnej
atomu węgla (wypełniona)

2 elektrony w powłoce walencyjnej
atomu wodoru (wypełniona)

Wiązania kowalencyjne

niepolarne i polarne

Wiązania kowalencyjne

niepolarne i polarne

Polarne wiązanie kowalencyjne można przedstawić
następująco:

ð

+

ð

-

H :Cl lub H Cl

ð

-

ð

+

O

ð

+

H H

ð – ładunek częściowy

pomiędzy atomami
tego samego
pierwiastka

pomiędzy atomami
różnych pierwiastków

niepolarne H:H
:O::O:

polarne H :Cl H
:O: H

..

..

ð

+

ð

-

H Cl

dipol

Polarne wiązanie kowalencyjne

Struktury Lewisa

Struktury Lewisa

Wiązanie kowalencyjne - para elektronów
wspólna dla obu połączonych atomów.

struktury Lewisa

H:H

C H

H

H

H

N H

H

H

O H

H

H C H

H

H

H N H

H

O H

H

CH

4

NH

3

H

2

O

H-H

H

2

elektrony wiążące

elektrony niewiążące

Elektroujemność - zdolność atomu w cząsteczce
do przyciągania elektronów.

Układ
okresowy

wzrost elektroujemności

najbardziej F 4
elektroujemne O 3.5
N, Cl 3
Br
2.8
C, S
2.5
I 2.5
H
2.2
najmniej Ca 1
elektroujemne

Na

0.9

K 0.8

różnica elektroujemności > 1.7 – wiązanie jonowe
< 1.7 - wiązanie
kowalencyjne

Elektroujemność

Elektroujemność

Które wiązanie jest bardziej polarne?

H – CH

3

czy Cl - CH

3

Używając symboli

ð

+

i

ð

-

zaznaczyć polarność

wskazanych wiązań, np.

ð

+

ð

-

H

3

C - OH

HO – H

H

3

C – NH

2

HO - Br

H

3

C-NH

2

czy H

3

C-OH

H – Cl czy H – F

Cząsteczki polarne i niepolarne

H – H
Cl – Cl

wiązania polarne

wiązania niepolarne

cząsteczki niepolarne

O=C=O

ð

-

2ð

+

ð

-

H – Cl

ð

+

ð

-

cząsteczka
niepolarna μ=0

cząsteczka
polarna μ=0

W związkach organicznych występują głównie wiązania
kowalencyjne.

metal

niemetal

+

wiązanie jonowe

niemetal

niemetal

+

wiązanie kowalencyjne

Strukturalna teoria w

chemii organicznej

Strukturalna teoria w

chemii organicznej

H C H

H

H

Teoria strukturalna opiera się na 2 założeniach:

1. Atomy w związkach organicznych mogą tworzyć
określoną ilość wiązań, odpowiadającą ich
wartościowości.

O

H

Cl

Wartościowość

pierwiastka - liczba wiązań, które atom

tego pierwiastka może utworzyć.
Wartościowość = liczbie elektronów, które atom
musi przyłączyć, oddać lub uwspólnić, aby uzyskać oktet.

2. Atom węgla może użyć jedną lub więcej swoich
wartościowości, aby utworzyć wiązania z innymi
atomami węgla.

-C-C- C=C -C C-

Ładunek
formalny

Ładunek
formalny

_

Ładunek
formalny

=

liczba elektronów
walencyjnych w
atomie

liczba elektronów
niewiążących

połowa liczby
elektronów
wspólnych

+

dla H
dla O

Ładunek formalny=1-(0+1) = 0
Ładunek formalny=6-(2+3) = +1

H O H

+

H-O-H

+

H

Na którym atomie znajduje się ładunek?

_

Ładunek
formalny

=

liczba elektronów
walencyjnych w
atomie

kropki

wiązania

+

H

3

O

+

lub

jon

hydroniowy

lub

H

..

..

..

..

..

Cl

Al

Cl

Cl

Cl

O

S

O

O

O

H

C

O

CH

3

H

H

C

O

CH

3

H

Policzyć ładunek formalny dla poszczególnych atomów:

O

O

O

1

2

3

Cząstka mająca na atomie węgla ładunek dodatni to

karbokation

.

Cząstka mająca na atomie węgla ładunek ujemny to

karboanion

.

Cząstka zawierająca atom z niesparowanym
elektronem to

rodnik (lub wolny rodnik).

karbokation karboanion wolny
rodnik

H C

H

H

H C

H

H

H C

H

H

Rezonan
s

Rezonan
s

Nie wszystkie związki da się zapisać przy pomocy jednej
struktury Lewisa.

O

C

O

O

O

C

O

O

O

C

O

O

jon węglanowy CO

3

2-

•wszystkie 3 atomy tlenu - równocenne

•wszystkie wiązania C-O - jednakowej długości
•CO

3

2-

- hybryda rezonansowa 3 struktur

•ładunek ujemny - zdelokalizowany (każdy
atom
tlenu ma częściowy ładunek ujemny)

Rozmycie ładunku – bardziej stabilny jon

.

O

C

O

O

O

C

O

O

O

C

O

O

Rezonans

jest metodą opisywania związków,

których nie da się przedstawić przy pomocy
jednej struktury Lewisa.

Strukturę takich związków oddaje najlepiej
hybryda rezonansowa, która jest wypadkową
dwóch lub więcej
fikcyjnych struktur rezonansowych.

Energia hybrydy rezonansowej, czyli rzeczywistej
cząsteczki jest zawsze niższa niż energia każdej
ze struktur rezonansowych. Mówimy, że struktura
takiego związku jest

stabilizowana przez

rezonans

.

Zasady rysowania struktur rezonansowych:

1.Przemieszczać można tylko elektrony, atomy nie
zmieniają pozycji.
2.Jedyne elektrony, które można przemieszczać to
elektrony



i wolne pary elektronowe.

3. Ogólna liczba elektronów w cząsteczce się nie zmienia,
a więc wszystkie struktury rezonansowe muszą mieć
taki sam ładunek wypadkowy.

Struktury rezonansowe mają tak samo połączone
atomy,
a różnią się rozmieszczeniem elektronów.

H

3

C

N

O

O

N

N

N

N

nitrometan CH

3

-NO

2

kation benzenodiazoniowy

Hybryda jest wypadkową struktur
rezonansowych,
ale nie wszystkie struktury mają jednakowy
udział w
rzeczywistej strukturze cząsteczki.

Które struktury rezonansowe wnoszą większy
udział w rzeczywistą strukturę cząsteczki?

1. Więcej oktetów
2. Więcej wiązań
3. Ujemne ładunki na elektroujemnych atomach
4. Jak najmniej rozdzielonych ładunków

R

O

OH

R

O

OH

R

O

O

R

O

O

Kwasowość kwasów karboksylowych można wytłumaczyć
przez rezonans.

H

3

C-

OH

Podsumowanie rezonansu:

1. Struktury rezonansowe rysuje się dla związków,
których nie da się przedstawić przy pomocy jednej
struktury Lewisa.
2. Struktury rezonansowe nie są w równowadze;
związek ma jedną określoną strukturę, której nie
można narysować przy pomocy jednego wzoru.
3. Struktura cząsteczki jest wypadkową struktur
rezonansowych.
4. Hybryda rezonansowa jest bardziej trwała niż każda
ze struktur.
5. Elektrony, które mogą się przemieszczać nazywamy
zdelokalizowanymi.

Narysować wszystkie możliwe struktury rezonansowe dla
następujących związków

Amid kw octowego

Anilina

Kation allilowy

Butadien-1,3

H

3

C

O

NH

2

NH

2

H

2

C

H

C

CH

2

H

2

C

H

C

C

H

CH

2

Teorie kwasów i
zasad

Teorie kwasów i
zasad

1. Teoria Arrheniusa:
kwas dysocjuje dając H

+

HCl

H

+

+ Cl

-

zasada dysocjuje dając OH

-

NaOH

Na

+

+ OH

-

zobojętnienie

HCl

+ NaOH

Na

+

Cl

-

+

H

2

O

Ograniczenia tej teorii:

HCl

+ NH

3

NH

4

+

Cl

-

H

+

+

OH

-

H

2

O

2. Teoria Bronsteda-Lowry’ego:
kwas – donor H

+

HCl

H

+

+ Cl

-

zasada – akceptor H

+

OH

-

+ H

+

H

2

O

Kwasowość

– tendencja do oddawania protonu.

Im silniejszy kwas tym łatwiej oddaje proton.

Zasadowość

– tendencja do przyjmowania protonu.

Im silniejsza zasada tym łatwiej przyjmuje proton.

HCl + H

2

O Cl

-

+

H

3

O

+

kwas

kwas

zasada

zasada

sprzężone pary

NH

3

+ HCl

NH

4

Cl

..

zasada

kwas

Substancje amfiprotyczne – mogą być kwasem lub
zasadą w zależności od tego z czym reagują:
HCO

3

-

,

HSO

4

-

,

H

2

O

Im silniejszy kwas tym słabsza sprzężona z nim zasada.

HCl + HCO

3

-

Cl

-

+

H

2

CO

3

mocny
kwas

słaby
kwas

mocna
zasada

słaba
zasada

HCO

3

-

+ OH

-

CO

3

2-

+ H

2

O

kwas

HCO

3

-

+ HCl H

2

CO

3

+ Cl

-

zasada

3. Teoria Lewisa:
kwas – akceptor pary elektronów
zasada – donor pary elektronów

H

+ +

:NH

3

H-NH

3

+

kwas
akceptor

zasada
donor

B

F

F

F

+ F

B

F

F

F

F

H

N

H

H

H

+

N

H

H

H

H

kwas Bronsteda

HCl
NH

4

+

HCO

3

-

zasada Bronsteda

OH

-

NH

3

Cl

-

kwas Lewisa

BF

3

H

+

AlCl

3

zasada Lewisa

OH

-

NH

3

Cl

-

=

=

W chemii organicznej

kwasy Lewisa

nazywaja się

elektrofilami,

zasady Lewisa

nazywają się

nukleofilami.

Strzałki w chemii
organicznej

Strzałki w chemii
organicznej

1. Proste strzałki w równaniach reakcji wskazują
kierunek reakcji.

A+B C

2. Strzałki z obustronnym grotem wskazują na struktury
rezonansowe.

H

3

C

N

O

O

H

3

C

N

O

O

H

3

N

R

C

R

O

?

3. Zakrzywione strzałki pokazują kierunek
przemieszczania się elektronów.

H

3

N

R

C

R

O

H

3

N

C

R

R

O