1

Chemia Organiczna

Wykład 13

2

Izomeria

isos - taki sam meros -części

Izomery

– związki, które zawierają taką samą liczbę i rodzaj

atomów w cząsteczce, ale różnią się sposobem ułożenia tych
atomów.

Mają taki sam wzór sumaryczny.

3

Izomeria

konstytucyjna

przestrzenna

(strukturalna)

(stereoizomeria)

atomy różnie

te same atomy tak

połączone ze sobą

samo połączone

związki różnią się
kolejnością i sposobem
połączenia atomów

związki różnią się tylko
sposobem rozmieszczenia
atomów w przestrzeni
(przy identycznej kolejności
łączenia się atomów)

4

Izomeria konstytucyjna :
–

izomeria szkieletowa

(różne szkielety węglowe ta sama grupa funkcyjna)

C C C C

C

C

O

H

C C C C C

C

O

H

C C C C C C

O

H

wszędzie alkohol 1

o

5

Izomeria konstytucyjna :
–

izomeria szkieletowa

(różne szkielety węglowe ta sama grupa funkcyjna)

butan

2-metylopropan

cykloheksan

metylocyklopentan

1,3-dimetylocyklobutan

C

4

H

10

C

6

H

12

6

Izomeria konstytucyjna :

-izomeria pozycyjna

(ten sam szkielet węglowy

różne położenie tej samej grupy funkcyjnej)

C C C C C C

O

H

C C C C C C

O

H

C C C C C C

O

H

1-heksanol

2-heksanol

3-heksanol

7

CH

3

CH

2

CH

2

CH

2

CH

2

Br

1-bromopentan

1

2

3

4

5

Br

CH

3

CH

2

CHCH

2

CH

3

Br

1

5

4

3

2

Br

CH

3

CH

2

CH

2

CHCH

3

Br

2-bromopentan

1

5

4

3

2

Br

C

5

H

11

Br

3-bromopentan

8

C

6

H

12

O

O

O

2-heksanon

3-heksanon

1

2

3

4

5

6

1

2

3

4

5

6

5 4 3

2

1

3-chloropentan-1-ol

5-chloropentan-1-ol

Cl

OH

OH

Cl

5

4 3 2 1

C

5

H

11

ClO

9

Izomeria konstytucyjna :

-izomeria grup funkcyjnych

( różne grupy funkcyjne)

CH

3

CH

2

OH

CH

3

OCH

3

alkohol

eter

CH

3

CH

2

CHO

CH

3

COCH

3

aldehyd

keton

HCOOCH

3

CH

3

COOH

kwas

ester

10

Mamy wzór sumaryczny C

6

H

14

O

Narysujmy izomery konstytucyjne odpowiadające temu wzorowi:

a) szkieletowe
b) pozycyjne
c) grup funkcyjnych

W celu ułatwienia sobie zadania korzystnie jest obliczyć tzw.

stopień nienasycenia, wskazujący ile wiązań wielokrotnych lub

układów cyklicznych znajduje się w związku.

n

( czyli stopień nienasycenia) = (2 + 2

C

+

N

-

I

) : 2

gdzie

C

oznacza liczbę atomów węgla we wzorze związku

N

oznacza liczbę atomów azotu

I

oznacza liczbę wszystkich (łącznie) atomów jednowiązanych,

czyli tworzących jedno wiązanie
(są to wodór

H

i chlorowce

Cl, F, Br, I

)

11

Dla związku o wzorze sumarycznym C

6

H

14

O

n

= (2 + 2

C

+

N

-

I

) : 2

n = (2 + 2 x 6 + 0 -14) : 2 = (2 + 12 -14) : 2 = 0

Jeżeli stopień nienasycenia wynosi 0

to znaczy, że między atomami w tym związku występują tylko
wiązania pojedyncze i nie ma w nim układów cyklicznych.

Określenie

izomery

oznacza, że są

przynajmniej dwa

związki

o tym samym wzorze sumarycznym.

Oczywiście może być tych związków więcej niż dwa ,
ale jeżeli polecenie brzmi: narysuj izomery
i nie jest podane, ile tych izomerów danego rodzaju należy
narysować,
to znaczy, że trzeba narysować

przynajmniej dwa takie

związki.

12

Izomery szkieletowe

dla związku o wzorze sumarycznym C

6

H

14

O

6

5

4

3

2

1

OH

5 4 3

2

1

OH

5 4

3 2

1

OH

5 4 3 2 1

OH

OH

OH

OH

1

2

3

4

Wszystkie te izomery posiadają grupę OH na końcu

łańcucha połączoną z grupą CH

2

.

Są to 1

o

alkohole

Dla alkoholu 1

o

13

Izomery pozycyjne

dla związku o wzorze sumarycznym C

6

H

14

O

Są to izomery różniące się położeniem grupy funkcyjnej, ale
posiadające ten sam szkielet węglowy, czyli:

III

II

I

6

5 4 3 2 1

OH

6

5 4 3

2 1

OH

6

5

4

3

2 1

OH

OH

1

2

3

4

5

6

≡

OH

1

2

3

4

5

6

OH

1

2

3

4

5

6

1

2

3

4

5

6

14

Oczywiście można narysować izomery pozycyjne innych
(podanych poprzednio) izomerów szkieletowych.

Jeżeli jednak narysujemy różne szkielety węglowe i

różnie umieścimy grupę funkcyjną –OH, to otrzymamy izomery,

które będą równocześnie izomerami szkieletowymi i

pozycyjnymi.

łańcuch czterowęglowy
rozgałęziony

grupa OH przy C 1

4

3

2

1

łańcuch sześciowęglowy
nierozgałęziony

grupa OH przy C 3

6

5

4 3 2

1

OH

OH

x

15

Narysowane izomeryczne etery, są względem siebie
izomerami pozycyjnymi

Izomery grup funkcyjnych

dla związku o wzorze sumarycznym

C

6

H

14

O

O

OH

eter alkohol

O

O

każdy z 3 eterów jest
izomerem alkoholu

16

C

5

H

10

O

Najpierw stopień nienasycenia:

n

= (2 + 2

C

+

N

-

I

) : 2

n = (2 + 2 x 5 + 0 – 10) : 2 = 1

Stopień nienasycenia = 1

oznacza, że w związku występuje albo jedno wiązanie

podwójne pomiędzy atomami C=C lub C=O,
albo układ pierścienia nasyconego.

17

Ponieważ podwójne wiązanie może występować

pomiędzy

atomami węgla C=C

lub

pomiędzy węglem a tlenem C=O

możliwe są więc związki należące do

rodziny alkenów

(zawierające dodatkowo grupę

OH, lub grupę eterową z uwagi na obecność tlenu ),

lub do

rodziny związków karbonylowych

(aldehydy lub ketony).

Kolejną możliwością są związki zawierające

układ

pierścienia nasyconego

z grupą OH lub eterową.

18

CH

2

CHCH

2

CH

2

CH

2

OH

C

5

H

10

O

przykładowy nienasycony alkohol

CH

2

CHCH

2

O CH

2

CH

3

przykładowy nienasycony eter

przykładowy nasycony alkohol

zawiera układ cykliczny

O

przykładowy nasycony eter

zawiera układ cykliczny

CH

3

CH

2

CCH

2

CH

3

O

CH

3

CH

2

CH

2

CH

2

CHO

przykładowy aldehyd

przykładowy keton

związki karbonylowe

CH

2

OH

x

19

Dla każdego z narysowanych związków można napisać wzory

przynajmniej jednego izomeru szkieletowego i izomeru

pozycyjnego.

Wszystkie natomiast napisane związki są w stosunku do siebie

izomerami grup funkcyjnych

CH

2

CHCH

2

CH

2

CH

2

OH

CH

2

CHCHCH

2

OH

CH

3

Izomery szkieletowe:

Izomery pozycyjne:

CHCHCHCH

3

OH

CH

2

CH

2

CHCH

2

CH

2

CH

2

OH

20

Izomeria przestrzenna:

-

izomeria geometryczna

( w wyniku zahamowania rotacji wokół wiązania węgiel - węgiel)

np.: w cykloalkanach (C-C) – izomeria

cis-

; trans-

cis-

trans-

Br

Br

Br

Br

w alkenach (C=C) – izomeria

E, Z

C

CH

3

H

C

CH

3

H

C

CH

3

H

C

H

CH

3

E

Z

21

Izomeria przestrzenna:

-

izomeria optyczna

(wynikająca z przestrzennej tetraedrycznej konfiguracji
atomu węgla sp

3

) – izomeria R, S.

COOH

HO

H

CH

3

C

C

COOH

H

3

C

OH

H

R

S

22

Izomeria przestrzenna:

-

izomeria konformacyjna

(wynikająca z rotacji wokół wiązania C-C)

CH

3

CH

3

CH

3

CH

3

CH

3

CH

3

rotacja wokół C2-C3 w butanie

konformery

cykloheksanu

Cl

Cl

23

Analiza Elementarna

Skład pierwiastkowy związku:

C

69,35%

H

5,89%

N

11,62%

Σ

86,86%

do 100% brakuje 100 - 86,86 = 13,14%

to jest tlen O

C

69,35%

H

5,89%

N

11,62%

O

13,14%

24

C

69,35

12

= 5,78

H

5,89

1

= 5,89

N

11,62

14

= 0,83

= 0,82

O

13,14

16

5,78

5,89

0,83

0,82

0,82

0,82

0,82

0,82

= 1

= 1

= 7,02 ~ 7

= 7,18 ~ 7

Wzór empiryczny

C

7

H

7

NO

Na tym etapie

nie wolno zaokrąglać!

Tu już można zaokrąglić

25

Wzór empiryczny

C

7

H

7

NO

Wzór sumaryczny rzeczywisty wynika z masy cząsteczkowej.

Sumujemy masy atomowe we wzorze empirycznym:
7*12 + 7*1 + 14 + 16 = 121

Załóżmy , że masa cząsteczkowa wynosi 121
wzór sumaryczny związku jest taki sam jak wzór empiryczny,
czyli C

7

H

7

NO.

Gdyby masa cząsteczkowa wynosiła 242 to wzór rzeczywisty
byłby 242 / 121 =2
2 * C

7

H

7

NO = C

14

H

14

N

2

O

2

26

Stopień nienasycenia:

n =

2 + 2C + N - I

2

C

7

H

7

NO

n =

2 + 2*7 + 1 - 7

2

= 5

n = 0

same wiązania nasycone bez pierścienia

n = 1

C=C (C=N, C=O) lub pierścień

n = 2

2*C=C (C=N, C=O)
lub C

≡C (C≡N)

lub C=C (C=N, C=O) i pierścień

n = 4 (

i więcej)

prawdopodobnie pierścień aromatyczny

27

C

7

H

7

NO :

NH

2

C

O

H

C

O

NH

2

C

O

H

NH

2

C

O

H

H

2

N

o

-aminobenzaldehyd

2-aminobenzaldehyd

m

-aminobenzaldehyd

3-aminobenzaldehyd

p

-aminobenzaldehyd

4-aminobenzaldehyd

benzamid

28

Budowa związków organicznych a ich wybrane

właściwości fizyczne.

Omawiając poszczególne klasy związków należy zwrócić

uwagę nie tylko na ich reakcje, lecz również na ich

właściwości fizyczne, stan skupienia, temperaturę wrzenia,

rozpuszczalność czy wspomniany już moment dipolowy.

Powyższe właściwości wynikają bowiem ze struktury

cząsteczek związku, a ściślej mówiąc

rodzaju atomów (a więc np. ich elektroujemności)

i rodzajów wiązań – obecności wiązań spolaryzowanych,

kształtu cząsteczki (np. budowa symetryczna powoduje

znoszenie momentów dipolowych cząsteczki).

29

Budowa związków organicznych a ich wybrane

właściwości fizyczne.

Oddziaływania międzycząsteczkowe

siły Van der Waalsa (dipol chwilowy-dipol indukowany)
oddziaływania dipol-dipol
wiązania wodorowe
oddziaływania jon – dipol
oddziaływania jon-jon

wzrost

siły oddziaływań

międzycząsteczkowych

30

1. Siły Van der Waals’a (najsłabsze) –

dipol chwilowy – dipol indukowany

™ oddziaływania charakterystyczne dla wszystkich cząsteczek

(dotyczą nawet gazów szlachetnych),

™ wynikają z ruchu elektronów w atomach tworzących cząsteczki

™ ruch elektronów powoduje zmiany gęstości elektronowej w różnych

regionach cząsteczki

™ zmiany gęstości elektronowej w różnych regionach cząsteczki – są

przyczyną powstawania chwilowych dipoli

™ powstające chwilowo dipole generują (indukują) w sąsiednich

blisko położonych cząsteczkach dipole o ładunkach przeciwnych w
stosunku do istniejących chwilowych dipoli

™ stały ruch elektronów ciągle zmienia ułożenie powstających

chwilowych dipoli

™ Siły Van der Waalsa są siłami o bardzo krótkim zasięgu.

Oddziaływania międzycząsteczkowe

31

1. Siły Van der Waals’a (najsłabsze) –

dipol chwilowy – dipol indukowany

Oddziaływania międzycząsteczkowe

dipol

chwilowy

dipol

indukowany

32

2. Oddziaływania dipol – dipol

Oddziaływania trwały dipol- trwały dipol są silniejsze od

oddziaływań van der Waalsa

Temperatura wrzenia związków o budowie dipolowej

jest wyższa od temperatury wrzenia związków, które nie mają

wiązań spolaryzowanych i nie są obdarzone momentem

dipolowym

(dotyczy związków o identycznej lub zbliżonej masie molowej).

µ ≠ 0

masa molowa 58g/mol
temp. wrzenia 56

0

C

µ = 0

masa molowa 56g/mol
temp. wrzenia 0,5

0

C

butan

propanon

CH

3

CH

2

CH

2

CH

3

C

H

3

C

O

CH

3

33

3. Wiązania wodorowe (21 kJ/mol, 5 kcal/mol)

F-H

O-H

F ; O ; N

N-H

Wiązanie H-F występujące w fluorowodorze nie dotyczy

związków organicznych.

Wiązanie wodorowe w chemii związków organicznych tworzą

związki posiadające:

atom wodoru związany z atomem tlenu

(np. alkohole lub kwasy karboksylowe)

oraz

atomy wodoru związane z atomem azotu

(np. aminy i amidy).

34

O

H H

O

H H

O

H H

O

H H

O

H H

O

H H

O

H H

O

H H

H

2

O

H

O

H

H

O

H

H

O

H

wiązania wodorowe

ciecz zasocjowana

35

H

H

O

H H

105

o

H

2

O

Masa cząsteczkowa H

2

O = 18 g/mol

t.wrz. = 100

o

C

C

2

H

6

= 30 g/mol

t.wrz. = - 88,6

o

C

36

NH

3

N

H

H

H

N

H

H

H

N

H

H

H

wiązania wodorowe

37

Związki organiczne zawierające tlen zdolne do tworzenia

wiązań wodorowych

alkohole

kwasy karboksylowe

np.

np

CH

3

OH

HCOOH

ciecz zasocjowana

dimery

wiązanie wodorowe

H

3

C

O

H

H

3

C

O

H

CH

O

H

O

HC

O

O

H

wiązanie wodorowe

wiązanie wodorowe

38

O

H CH

3

O

H CH

3

O

CH

3

H

O

H CH

3

O

CH

3

H

O

CH

3

H

O

H CH

3

O

CH

3

H

CH

3

OH

Masa cząsteczkowa CH

3

OH = 32 g/mol t.wrz. = 67

o

C

C

2

H

6

= 30 g/mol

t.wrz. = - 88,6

o

C

ciecz zasocjowana

39

Związki organiczne zawierające azot w cząsteczce

tworzące wiązania wodorowe

Aminy
np. CH

3

NH

2

metyloamina

N

H

H

N

H

H

N

H

H

wiązania wodorowe

H

3

C

H

3

C

CH

3

40

Związki organiczne zawierające azot w cząsteczce

tworzące wiązania wodorowe

N

H

N

H

N

CH

3

wiązania wodorowe

H

3

C

H

3

C

CH

3

CH

3

CH

3

H

trimetyloamina (CH

3

)

3

N - nie tworzy wiązań wodorowych,

bo nie posiada atomów wodoru związanych z atomem azotu

Aminy
np. (CH

3

)

2

NH

2

dimetyloamina

41

Związki organiczne zawierające azot w cząsteczce

tworzące wiązania wodorowe

Amidy
np. HCONH

2

metanoamid (formamid

)

HC

O

N

H

H

CH

N

H

H

O

wiązanie wodorowe

42

Wiązania wodorowe między różnymi cząsteczkami

CH

3

OH + NH

3

+ H

2

O

O

H CH

3

O

H CH

3

N

H

H

H

N

H

H

H

O

H H

O

H H

O

H CH

3

N

H

H

H

N

H

H

H

O

H H

O

H CH

3

O

H H

Wszystkie te wiązania występują w roztworze.

43

CH

3

COO

H

HCOOCH

3

kwas octowy

mrówczan metylu

(kwas etanowy)

(metanian metylu)

tworzy wiązania wodorowe

nie tworzy wiązań wodorowych

(brak atomów H związanych z

atomem tlenu)

oba związki - ta sama masa molowa 60 g/mol

izomery grup funkcyjnych

t.w. 118,5

0

C

t.w. 31,5

0

C

Porównanie temperatury wrzenia związków

zdolnych

i niezdolnych

do tworzenia wiązań wodorowych

44

CH

3

CH

2

COO

H

CH

3

COOC

2

H

5

kwas propanowy

octan metylu (etanian metylu)

tworzy wiązania wodorowe

nie tworzy wiązań wodorowych

oba związki ta sama masa molowa 74 g/mol

izomery grup funkcyjnych

t.w. 141

0

C

t.w. 57,5

0

C

Porównanie temperatury wrzenia związków

zdolnych

i niezdolnych

do tworzenia wiązań wodorowych

45

CH

3

CH

2

CH

2

CH

2

O

H

CH

3

CH

2

OCH

2

CH

3

1-butanol eter

dietylowy

tworzy wiązania wodorowe

nie tworzy wiązań

wodorowych

oba związki ta sama masa molowa 74 g/mol

izomery grup funkcyjnych

t.w. 118

0

C

34,5

0

C

Porównanie temperatury wrzenia związków

zdolnych

i niezdolnych

do tworzenia wiązań wodorowych

46

4. Oddziaływania jon – dipol

5. Oddziaływania jon – jon

Związki o budowie jonowej (typowym przykładem są tu sole

nieorganiczne) mają zazwyczaj bardzo wysokie temperatury

wrzenia i topnienia

(np. NaCl M

NaCl

= 58,5 g/mol t.t. = 801

o

C

t.w. = 1413

o

C)

wiąże się to z faktem, że podczas przemian fazowych zachodzi

konieczność przezwyciężenia bardzo silnych oddziaływań

elektrostatycznych między istniejącymi w sieci krystalicznej

jonami.

C

4

H

10

wiązania kowalencyjne i oddziaływania van der Waals’a

M

butan

= 58 g/mol

t.t. = -138

o

C t.w. = 0,5

o

C

47

5. Oddziaływania jon – jon

Dominująca większość związków omawianych w

kursie chemii organicznej ma budowę niejonową.

Do substancji organicznych o budowie jonowej

można zaliczyć:

¾

sole kwasów organicznych

¾

sole zasad organicznych , czyli amin

¾

sole wewnętrzne tzw. „zwitterjony” czyli aminokwasy

sole kwasów organicznych

CH

3

COO Na

octan sodu
etanian sodu

sole amin

CH

3

CH

2

NH

3

Cl

chlorowodorek

etyloaminy

H

2

NCH

2

COOH

aminokwas

H

3

NCH

2

COO

bardziej prawidłowy zapis

48

Zasada generalna

w danej klasie związków w miarę wzrostu masy molowej

(wynikającej ze wzrostu długości łańcucha węglowego,

lub

zastąpienia atomu chlorowca o niższej masie atomowej

atomem chlorowca o wyższej masie atomowej,

lub też

zastępowania kolejnych atomów wodoru w łańcuchu

węglowym przez atomy o wyższej masie atomowej )

rośnie temperatura wrzenia.

49

butan

propanon

1- p

ropanol

kwas etanowy

masa molowa
58 g/mol

58 g/mol 60 g/mol

60g/mol

Siły

dipol

wiązanie

wiązanie

Van der Waalsa

wodorowe

wodorowe

t.wrz.

0,5

o

C

56

o

C

97

o

C

118,5

o

C

wzrost temperatury wrzenia

(masy molowe zbliżone - istotne różnice temperatur wrzenia)

Przykłady wpływu budowy związków na temperaturę wrzenia

50

Rozpuszczalność

Substancje mieszają się ze sobą całkowicie lub też substancja

rozpuszczana rozpuszcza się w rozpuszczalniku, jeżeli suma

międzycząsteczkowych oddziaływań przyciągających

po zmieszaniu

jest równa lub większa niż

przed zmieszaniem.

Jeżeli w wyniku rozpuszczenia zachodzi

tylko niewielka zmiana oddziaływań przyciągających, to

substancje będą mieszać się bez przeszkód.

Jest to podstawą reguły

„podobny rozpuszcza się w podobnym”.

Heksan i benzen, których cząsteczki nie mają trwałych

momentów dipolowych, łatwo się mieszają ze sobą, ponieważ

siły przyciągające van der Waalsa działają w obu przypadkach

zarówno przed, jak i po zmieszaniu.

51

Ani heksan ani benzen nie rozpuszczają się w wodzie, bo
gdyby to nastąpiło (rozpuszczenie), pewna liczba wiązań
wodorowych między cząsteczkami wody musiałaby zostać
utracona, a nic nie kompensowałoby tej straty.

Propanon (aceton), w którym przed rozpuszczeniem

występują oddziaływania przyciągające dipol-dipol,

rozpuszcza się w wodzie dzięki możliwości tworzenia nowych

wiązań wodorowych po zmieszaniu z wodą.

Krótkołańcuchowe alkohole i kwasy karboksylowe,

powiązane wiązaniami wodorowymi przed rozpuszczeniem,

rozpuszczają się w wodzie.

Bilansują się tu dwa efekty:

efekt „rozpuszczalnego” końca -CH

2

OH ; -COOH

(

hydrofilowego

– tworzenie wiązań wodorowych)

i efekt : nierozpuszczalnego” końca –CH

2

(CH

2

)

n

CH

3

hydrofobowego

52

Kwasy i zasady:

definicja Brønsteda – Lowry’ego

•

Kwasem Brønsteda – Lowry’ego jest substancja, która
dostarcza (jest donorem) protonu H

+

.

•

Zasadą Brønsteda – Lowry’ego jest substancja, która ten
proton przyjmuje (jest akceptorem protonu).

H

B

A

A

H

B

+

+

kwas 1

zasada 2 sprzężona sprzężony

zasada 1 kwas 2

53

W rozcieńczonym roztworze wodnym stosowanym przy

pomiarach kwasowości, stężenie wody [H

2

O] pozostaje prawie

stałe i wynosi ~55,6 mol/dm

3

.

Z tego powodu możemy stan równowagi opisać stosując

wielkość o nazwie stała kwasowości

K

a

K

A

x

H

3

O

HA

a

K

eq

x

H

2

O

Stała kwasowości

54

pK

a

= - log K

a

Zakres wartości K

a

dla różnych kwasów jest bardzo duży.

Od ~10

15

dla tak zwanych „superkwasów”

do ~10

-60

dla kwasów najsłabszych.

Pospolite kwasy nieorganiczne, takie jak H

2

SO

4

, HNO

3

czy

HCl mają wartości K

a

w zakresie 10

2

– 10

9

,

podczas gdy wartości

K

a

organicznych kwasów karboksylowych RCOOH leżą w

zakresie 10

-5

– 10

-15

.

Moc kwasu jest najczęściej wyrażana za pomocą wartości

pK

a

55

Kwas mocniejszy

większa wartość K

a

mniejsza wartość pK

a

Kwas słabszy

mniejsza wartość K

a

większa wartość pK

a

.

pK

a

= - log K

a

56

Zwróćcie uwagę na odwrotną zależność między mocą kwasu i
mocą jego sprzężonej zasady.

Z

mocnym kwasem

sprzężona jest

słaba zasada

.

Mocny kwas to ten, który łatwo traci swój proton, co oznacza,
że jego sprzężona zasada ma małe powinowactwo do protonu i
dlatego jest słabą zasadą.

Ze

słabym kwasem

sprzężona jest

mocna zasada

.

Słaby kwas to ten, który z trudnością traci swój proton, co
oznacza, że jego sprzężona zasada ma duże powinowactwo do
protonu i dlatego jest mocną zasadą.

57

CH

3

COOH

OH

+

+

CH

3

COO

H

OH

kwas 1

zasada 2

sprzężona

sprzężony

zasada1

kwas 2

Równowaga zawsze przesunięta jest w stronę

słabszego kwasu i słabszej zasady

.

CH

3

COOH

OH

+

+

CH

3

COO

H

OH

CH

3

COOH

OH

+

+

CH

3

COO

H

OH

K

a1

= 10

-5

K

a2

= 10

-16

Porównujemy kwasowości dwóch kwasów 1 i 2

mocniejszy mocniejsza

słabsza

słabszy

58

pK

a

(acetylen) = 25 pK

a

(woda) = 15,74

+

+

H

2

O

HC C

OH

HC CH

kwas1 zasada 2 sprzężona sprzężony

zasada 1

kwas 2

słabszy słabsza

mocniejsza mocniejszy

59

kwas 1

zasada 2 sprzężona

sprzężony

zasada 1

kwas 2

mocniejszy

słabszy

Czy zajdzie następująca reakcja:

amoniak

,

NH

3

ma wartość pK

a

~

34

,

a

aceton CH

3

COCH

3

ma wartość pK

a

~

19

.

REAKCJA ZAJDZIE

CH

3

C

O

CH

3

CH

3

C

O

CH

2

NH

2

+

+

Na

Na

NH

3

?

CH

3

C

O

CH

3

CH

3

C

O

CH

2

NH

2

+

+

NH

3

?

60

Niektóre związki mogą oddziaływać zarówno

jak kwasy, jak i zasady.

Np.:

woda, alkohole, kwasy karboksylowe, amoniak, aminy

.

CH

3

NH

3

CH

3

NH

2

CH

3

NH

NH

4

NH

3

NH

2

CH

3

COOH

2

CH

3

COOH CH

3

COO

CH

3

OH

2

CH

3

OH CH

3

O

H

3

O H

2

O OH

Sprzężony kwas

Związek

Sprzężona zasada

61

W
Z
R
O
S
T

K
W
A
S
O
W
O
Ś
C
I

kwas

K

a

≈

zasada

W
Z
O
R
S
T

Z
A
S
A
D
O
W
O
Ś
C
I

CH

3

(CH

2

)

2

CH

3

10

- 45

CH

3

(CH

2

)

2

CH

2

-

CH

2

= CH

2

10

- 44

CH

2

= CH

-

NH

3

10

- 34

NH

2

-

RC≡C

H

10

- 25

RC≡C

-

RO

H

10

- 18

RO

-

H

2

O

10

- 16

OH

-

PhO

H

10

- 10

PhO

-

RNH

3

+

10

- 10

RNH

2

NH

4

+

10

- 9

NH

3

H

2

CO

3

10

- 7

HCO

3

-

CH

3

COO

H

10

- 5

CH

3

COO

-

CF

3

COO

H

1

CF

3

COO

-

HNO

3

10

NO

3

-

H

3

O

+

50

H

2

O

HCl

10

7

Cl

-

HBr lub

H

2

SO

4

10

9

Br

-

lub

HSO

4

-

HI oraz

HClO

4

10

10

I

-

lub

ClO

4

-

Super kwas SbF

5

.

FSO

3

H

> 10

12

SbF

5

.

FSO

3

-

Tabela względnej mocy kwasów

62

‰

Im mocniejszy kwas tym słabsza zasada z nim sprzężona;

‰

W równowagach kwasowo-zasadowych (tj. przemianach

związanych z przeniesieniem wodoru) położenie stanu

równowagi jest zawsze przesunięte w kierunku słabszego

kwasu i słabszej zasady;

‰

Moc kwasu jest względna

(ten sam związek może być kwasem lub zasadą w

zależności od tego z czym reaguje),

ponad to

moc kwasu zależy od rodzaju rozpuszczalnika

(np. kwas słaby w wodzie może okazać się mocnym kwasem

w bezwodnym środowisku - np. w ciekłym amoniaku

zastosowanym jako rozpuszczalnik).

Należy zapamiętać, że:

63

Kwasy i zasady

definicja Lewisa

•

Kwasem Lewisa jest substancja, która jest akceptorem
pary elektronowej.

•

Zasadą Lewisa jest substancja, która jest donorem pary
elektronowej.

64

Kwasy Lewisa

– stwierdzenie, że jest zdolny do przyjęcia pary

elektronowej oznacza, że musi mieć pusty, nieobsadzony,
niskoenergetyczny orbital lub

silnie spolaryzowane wiązanie chemiczne z wodorem, takie że H

+

może być uwolniony (np. HBr, HCl, HNO

3)

.

Definicja Lewisa jest znacznie szersza niż definicja Brønsteda –
Lowry’ego.

Kwasem Lewisa jest :

H

+

,

Kationy metali np.: Li

+

, Mg

2+

,

Różne kationy np.: Br

+

, Cl

+

Związki pierwiastków grupy IIIA np.: BF

3

, AlCl

3

, AlBr

3

Związki metali przejściowych np.: TiCl

4

, FeCl

3

, ZnCl

2

, SnCl

4

Różne obojętne donory protonu np.: H

2

O, HCl, HNO

3

itp

65

Definicja

zasady Lewisa

jest podobna do definicji zasady

Brønsteda-Lowry’ego.

Jest to związek mający parę niewiążących elektronów, które

mogą być wykorzystane do związania się z kwasem Lewisa

.

Większość związków organicznych zawierających atom tlenu

lub azotu jest zasadą Lewisa.

CH

3

C

N

Cl

CH

3

S

CH

3

CH

3

C

O

N

H

2

CH

3

CH

2

N

=CH

3

CH

3

N

H

2

CH

3

C

O
O

H

CH

3

O

CH

3

CH

3

CH

2

O

H

Zasady Lewisa:

66

Kwas Lewisa

Zasada Lewisa

akceptor pary elektronowej

donor pary elektronowej

jeżeli akceptorem

jest H

+

kwas

jeżeli akceptorem

jest inny atom

elektrofil

jeżeli donoruje

do H

+

zasada

jeżeli donoruje
do innego atomu

nukleofil

67

+

CH

2

CH

2

Br

Br

CH

2

CH

2

Elektrofile

– cząsteczki lub jony dodatnie, które w

procesie tworzenia wiązania wykorzystują pary

elektronowe dostarczane przez atom węgla.

+

+

Cl

CH

3

I

I

CH

3

Cl

Nukleofile

– cząsteczki lub jony ujemne, które w procesie

powstawania wiązania z atomem węgla, dostarczają pary

elektronów, tworzącej nowe wiązanie.

W reakcjach z węglem mówimy o:

nukleofilach i elektrofilach.

68

Podstawowe typy reakcji organicznych:

Reakcje addycji – A

– zachodzą wówczas, gdy dwa

substraty reakcji łączą się ze sobą, tworząc jeden nowy
produkt.

A +

B

→

C

Przykładem reakcji addycji jest np.: reakcja alkenów z HBr

H Br

C C

H
H

H

H

+

C

H

H

H

C

Br

H

H

69

Podstawowe typy reakcji organicznych:

Reakcje eliminacji – E

– zachodzą, gdy pojedynczy

substrat rozszczepia się na dwa produkty:

A

→

B

+

C

Przykładem reakcji eliminacji, jest reakcja halogenku
alkilu:

H Br

C

H

H

H

C

Br

H

H

+

C C

H
H

H

H

zasada

H Br

C C

H
H

H

H

+

C

H

H

H

C

Br

H

H

Reakcje eliminacji są odwrotnością reakcji addycji:

70

Reakcje substytucji (podstawienia) – S

– zachodzą, gdy

dwa substraty wymieniają się fragmentami swoich
cząsteczek, dając dwa nowe produkty:

A –

B

+

C

–

D

→ A –

C

+

B

–

D

Przykładem reakcji substytucji jest reakcja alkanu z chlorem
w obecności światła UV:

Podstawowe typy reakcji organicznych:

+

+

Cl

H

C

H

H

H

C

H

Cl

H

h

ν

Cl Cl

C

H

H

H

C

H

H

H

71

1-buten

2-buten

C C

CH

3

CH

2

H
H

H

kataliza
kwasowa

C C

H

CH

3

CH

3

H

Reakcje przegrupowania – R

– zachodzą wtedy, gdy

pojedynczy substrat ulega reorganizacji wiązań i atomów,
dając produkt izomeryczny:

A

→ B

Podstawowe typy reakcji organicznych: