Chemia organiczna - chemia związków węgla. Zaliczamy do niej produkty pochodzenia roślinnego i zwierzęcego (określane nazwą związków naturalnych), jak cukry, białka, tłuszcze, olejki eteryczne (kwiatowe i owocowe) oraz produkty syntetyczne, w przyrodzie nie spotykane, jak bakelit, sacharyna, iperyt, stylon, nylon i wiele innych.

Liczba związków organicznych wielokrotnie przewyższa liczbę związków wszystkich pierwiastków układu okresowego. Podczas gdy związków organicznych obecnie znamy około 300000, to liczba znanych związków organicznych przekracza już 6 milionów i wzrasta nadal w bardzo szybkim tempie.

W większości związki organiczne nie rozpuszczają się w wodzie; dają się w większości oczyszczać na drodze destylacji; są związkami lotnymi; mają ograniczoną trwałość - temperatura 500ºC, to temperatura graniczna, tylko nieliczne powyżej tej temperatury są trwałe; do syntezy i analizy stosuje się w większości inne metody niż do związków nieorganicznych; reakcje związków organicznych są reakcjami wielokierunkowymi, dają zatem produkty uboczne, a większość reakcji nie udaje się przeprowadzić do końca (bardzo rzadko otrzymujemy produkt z wydajnością 100%); wiele substancji organicznych, które kiedyś były uważane za nieszkodliwe, okazało się substancjami trującymi, np.: środek ochrony roślin DDT.

Chemia nieorganiczna - zajmuje się otrzymywaniem oraz wszechstronnym badaniem własności, struktury, a także reakcji chemicznych pierwiastków i ich połączeń (wszystkich tych, które nie są węglowodorami, ani też nie mogą być uważane za pochodne węglowodorów).

W skład związków organicznych wchodzą pierwiastki:

Podstawowe: C, H, O, N, P, S;

W mniejszej ilości: Ca, K, Cl, Na, Mg, Fe, Zn;

Śladowe ilości: Cu, I, Mn, Mo, Co, (Br, Si).

Procent zapełnienia zewnętrznej powłoki:

Okres	0%				50%				100%
1	[H^+]								He
2		3Li	4Be	5B	6C	7N	8O	9F	10Ne
3		11Na	12Mg	13Al	14Si	15P	16S	17Cl	18Ar
4								35Br
5								53I
	Metale					Niemetale

Węgiel

Liczba atomowa	:	6
Masa atomowa	:	12,011
Konfiguracja elektronowa	:	[He] 2s^22p^2
Powłoki elektronowe	:	K L M N O P Q 2 4
Stopień utlenienia	:	+4, +2, -4
Gęstość	:	2,27 g/cm^3
Stan skupienia	:	ciało stałe
Twardość	:	500
Temperatura topnienia	:	3850°C
Temperatura wrzenia	:	3600°C
Zawartość w organizmie człowieka (procent wagowy)	:	19,37

Jest podstawowym budulcem materii ożywionej na naszej planecie, stanowi fundament struktury związków organicznych. Występuje w przyrodzie w stanie wolnym i w postaci różnorodnych związków, minerałów (diamentu, grafitu - odmiany alotropowe). Ze względu na strukturę krystaliczną ich właściwości fizyczne znacznie się różnią.

• Diament - jest substancją krystaliczną, bardzo twardą, bezbarwną (lub zabarwioną na różne odcienie) i przezroczystą. W diamencie, każdy z atomów węgla połączony jest z czterem a innymi tworząc bardzo sztywną i wytrzymałą strukturę, będącą faktycznie jedną wielką cząsteczką. W przyrodzie występuje dość rzadko, zwłaszcza w postaci większych kryształów. Czysty diament jest izolatorem, domieszkowy wykazuje cechy półprzewodnika. Kryształy diamentu są bezbarwnymi, przezroczystymi kryształami o gęstości 3,51 g/cm³. Są jednocześnie bardzo twarde i kruche. Niewielkie domieszki powodują zabarwienie kryształu (znane są również czarny diamenty). Jest najtwardszym ciałem występującym w przyrodzie, dlatego jest bardzo ceniony. Ze względu na duży współczynnik załamania światła i małą reaktywność jest stosowany do celów jubilerskich (najcenniejszy kamień szlachetny). Szlifowany diament to brylant. Z powodu dużej twardości diamenty stosuje się również do szlifowania metali, wyrobu nie ścierających się igieł gramofonowych, noży do cięcia szkła, świdrów do wierceń w skalistym terenie itp. Nagromadza się w niektórych piaskach i żwirach. Otrzymywany też syntetycznie. Krystalizuje się w kimberlitach (magmowa skała głębinowa) i perydotytach (magmowa skała głębinowa).

Diamenty, zarówno naturalne jak i syntetyczne, powstają z grafitu pod wysokim ciśnieniem i wysokiej temperaturze (3000 K i 1,25 MPa).

• Grafit - atomy tej formy węgla tworzą luźno połączone ze sobą płaszczyzny zbudowane z sześciokątów. Sadza (bezpostaciowy węgiel), koks, węgiel drzewny są różnymi formami grafitu o większym lub mniejszym uporządkowaniu i wielkości kryształów. Dobrze przewodzi prąd i ciepło. Przemiana grafitu w diament zachodzi przy wysokim ciśnieniu i temperaturze. Ma wysoką temperaturę topnienia, wynoszącą ok. 3527^oC, i dobrze przewodzi prąd elektryczny. Z tego względu jest stosowany do wyrobu elektrod do elektrycznych pieców przemysłowych, szczotek do silników elektrycznych i elektrod baterii. Rozdrobniony i zmieszany z olejem (grafit koloidowy) służy również jako wartościowy smar do rozmaitych części maszyn pracujących pod ciśnieniem (tłoki). Drobnoblaszkowe lub ziarniste skupienia, czarne lub stalowoszare. Bardzo miękki, tłusty w dotyku, odporny chemicznie. Występuje głównie w skałach metamorficznych, otrzymywany też sztucznie. Stosowany do wyrobu tygli i retort, elektrod, do produkcji ołówków, tuszu, jako sztuczny smar.

Czysty grafit syntetyczny otrzymuje się przez podgrzewanie związków węgla do wysokich temperatur (około 2500 K).

• Karbin - atomy węgla tworzą ze sobą długie łańcuchy. Znane są dwa ich rodzaje, o podwójnym i mieszanym wiązaniu. W pierwszym przypadku pomiędzy atomami węgla występują podwójne wiązania, w drugim, naprzemiennie pojedyncze i podwójne. W naturze karbiny znaleziono w kraterze meteorytowym w Niemczech.

• Fullereny - sferyczne układy atomów węgla zbudowane z kilkudziesięciu atomów węgla. Struktury takie występują prawdopodobnie w przestrzeni kosmicznej.

Węgiel ma najwyższą ze wszystkich struktur temperaturę topnienia, około 3700°C. W temperaturze pokojowej charakteryzuje się słabą reaktywnością. W wysokiej temperaturze reaguje bezpośrednio z większością pierwiastków. Węgiel, ze względu na tendencję do tworzenia skomplikowanych struktur, tworzy wielką grupę związków na bazie węglowodorów (miliony).

Jego nazwa pochodzi z łac. carbo = węgiel drzewny.

Występowanie:

Węgiel występuje w stanie wolnym w postaci grafitu i diamentu. Jest składnikiem materii ożywionej i minerałów. Większość ważniejszych skał to sole kwasu węglowego (np.: kreda). Węgiel kamienny jest pozostałością roślin karbońskich, ropa naftowa i gaz ziemny to głównie produkty rozkładu organizmów zwierzęcych. W atmosferze i oceanach występuje głównie jako dwutlenek węgla. Głównym źródłem diamentów są złoża w Rosji i RPA. Naturalny, „czysty” grafit występuje m.in.: na Cejlonie, Madagaskarze i w Kalifornii, a w postaci węgla kamiennego - na całym świecie.

W wierzchniej warstwie skorupy ziemskiej (litosfera, hydrosfera, atmosfera) zajmuje pod względem występowania około 14 miejsca (procent wagowy).

Otrzymywanie:

Głównym źródłem węgla są kopaliny. Diamenty, zarówno naturalne jak i syntetyczne, powstają z grafitu pod wysokim ciśnieniem i wysokiej temperaturze (3000 K i 1,25 MPa). Czysty grafit syntetyczny otrzymuje się przez podgrzewanie związków węgla do wysokich temperatur (około 2500 K).

Zastosowanie:

Najbardziej popularnym sposobem jego wykorzystania było i jest nadal, używanie go jako paliwa do ogrzewania i produkcji energii elektrycznej. Czysty grafit jest szeroko stosowany w przemyśle. Ze względu na żaroodporność i dobre przewodzenie ciepła używany jest do wyrobu tygli do topienia oraz elektrod. Produkuje się z niego smary i barwniki. W energetyce jądrowej używany jest jako moderator w niektórych typach starszych reaktorów. W procesie odgazowania węgla powstaje koks, którego używa się w hutnictwie w procesie wielkopiecowym i jako paliwo opałowe. Sadzę wykorzystuje się przede wszystkim do barwienia i podczas produkcji kauczuku. Postać węgla, zwana węglem aktywnym cechuje się dużą zdolnością adsorpcyjną. Znalazł on zastosowanie w różnego rodzaju filtrach.

Węgiel, a właściwie jego izotop o masie atomowej 14, używany jest przy datowaniu skamieniałości i innych organicznych substancji. Jedna dwunasta masy atomu węgla (izotop ₁₂C) została uznana za jednostkę masy atomowej.

Tlenek węgla CO - zwany czadem: powstaje podczas spalania węgla przy ograniczonym dostępie tlenu; może powstawać przez odwodnienie lub rozkład związków organicznych:

H - COOH → 2CO + H₂O

Kwas mrówkowy

Tlenek węgla to bezbarwny, bezwonny gaz, lżejszy od powietrza, nierozpuszczalny w wodzie, bardzo trujący (wdychany z powietrzem łączy się z hemoglobiną krwi, która traci zdolność pobierania tlenu).

Pierwiastki metaliczne mogą być dawcami elektronu tworząc wiązanie:

C ^-δ - metal ^+δ (M)

δ - ładunek cząstkowy;

Będzie zawsze istniała polarność tego wiązania C - M.

Przypadki skrajne:

CH₃CH₂^- Na⁺

karboanion

Takie związki zawierające wolną parę anionową będą się charakteryzowały się dużą reaktywnością.

Węgiel z pierwiastkami niemetalicznymi:

C ^+δ - X ^-δ

Przypadki skrajne:

(CH₃)₃C⁺ Br^-

karbokation

Forma wiązania jonowego.

W związkach organicznych:

C - C μ = 0D

C - H μ = 0,4D

μ - moment dipolowy

są wiązaniami prawie całkowicie niepolarnymi, są trwałe, niereaktywne. Możliwe jest istnienie całych dużych szkieletów węglowych zawierających te dwa typy wiązań, które wykazują zerowy albo znikomy moment dipolowy.

Te własności atomów węgla powoduje to, że mamy ogromną ilość związków organicznych w przyrodzie. Możliwość oddawania elektronów będzie powodem ogromnej ilości reakcji chemicznych.

Wiązania mogą mieć różną strukturę. Izomery będą się różniły własnościami fizycznymi i chemicznymi.

Izomery - związki chemiczne o takim samym składzie atomowym, których cząsteczki różnią się kolejnością powiązania atomów (izomery strukturalne) lub konfiguracją (izomery przestrzenne). Wykazują różne własności fizyczne i chemiczne.

Alkohol etylowy i eter dimetylowy - porównanie

Własności fizyczne	Alkohol etylowy	Eter dimetylowy
Temperatura topnienia	-117,3	-138
Temperatura wrzenia	78,5	24,9
Współczynnik załamania światła	1,361	-
Gęstość	0,789	-
Reakcje z sodem	Wypiera wodór	Nie reaguje
Reakcje z kwasami org. i nieorg.	Tworzy estry	Nie reaguje

Izomeria - zjawisko polegające na tym, że cząsteczki związków chemicznych o takim samym składzie atomowym mają różną budowę (tzw. izomery) i wykazują różne, wynikające z odmienności ich budowy, własności fizyczne i chemiczne.

Izomeria geometryczna (cis-trans) - rodzaj izomerii przestrzennej wykazywany przez cząsteczki o płaskim układzie wiązań, w których pewne atomy lub grupy atomów nie mają możliwości swobodnego obrotu wokół wiązania podwójnego lub, w związkach cyklicznych, wokół wiązania pojedynczego. Izomery geometryczne zwane są izomerami cis i trans.

Izomer cis mamy wówczas, gdy podstawniki znajdują się po tej samej stronie wiązania podwójnego, np.:

CH₃ CH₃

╲ ╱

C = C

╱ ╲

H H

Izomer trans jest wtedy, gdy podstawniki znajdują się po stronach przeciwnych wiązania podwójnego, np.;

CH₃ H

╲ ╱

C = C

╱ ╲

H CH₃

Izomeria optyczna (chiralność) - rodzaj izomerii przestrzennej; wykazywanie czynności optycznych przez cząsteczki izomerów przestrzennych (izomery optyczne) będących związkami chiralnymi.

O obiekcie, który jest nieidentyczny ze swym odbiciem lustrzanym mówimy, że jest chiralny (z grec.: cheir - ręka)

Czynniki decydujące o chiralności, to: centrum symetrii, płaszczyzna symetrii i oś symetrii. Obiekt jest chiralny wtedy, gdy nie ma centrum ani płaszczyzny symetrii (może mieć oś symetrii, która umożliwia uzyskanie identycznego obrazu jedynie przez obrót przedmiotu o 360°).

Jeżeli popatrzymy na odbicie w lustrze szklanki, butelki itp. zobaczymy, że przedmiot i jego odbicie są identyczne - achiralne. Ma płaszczyznę i oś symetrii.

Najprostszym centrum chiralności w cząsteczce jest tzw.: asymetryczny atom węgla. Jest nim atom węgla związany z czterema różnymi podstawnikami. W tym przypadku cząsteczka nie ma żadnego elementu symetrii, a więc jest chiralna.

Związki chemiczne, których cząsteczki mają się do siebie jak przedmiot do swego odbicia w lustrze nazywamy enancjomerami (z grec.: enantios - przeciwny) lub izomerami optycznymi i różnią się konfiguracją.

Każdy enancjomer jest zbiorem cząsteczek o jednakowej konfiguracji. Substancję złożoną z równomolowych ilości enancjomerów o przeciwnej konfiguracji nazywamy mieszaniną racemiczną (racematem).

W celu odróżnienia od siebie izomerów optycznych enancjomerów wykorzystuje się tzw.: światło spolaryzowane. Jest to światło, w którym fale świetlne drgają w jednej płaszczyźnie, zwanej płaszczyzną polaryzacji. Gdy światło spolaryzowane przechodzi przez próbkę substancji optycznie czynnej lub jej roztworu, wówczas oddziałuje z jej cząsteczkami i płaszczyzna polaryzacji światła ulega skręceniu o pewien kąt. Wielkość tego kąta zależy od rodzaju substancji, długości fali świetlnej i grubości próbki.

Substancje skręcające płaszczyznę polaryzacji światła w prawo są nazywane prawoskrętnymi i oznaczane symbolem (+) umieszczonym przed nazwą związku. Symbolem ( - ) oznaczane są substancje lewoskrętne. Mieszaniny racemiczne oznacza się symbolem (±). Enancjomery skręcają płaszczyznę światła spolaryzowanego o taki sam kąt, ale w przeciwnych kierunkach.

Izomeria położenia podstawnika - dotyczy halogenopochodnych alkanów, np.:

C₅H₁₁Cl

chloropentan

Izomeria przestrzenna (stereoizomeria) - izomeria polegająca na różnicy w przestrzennym rozmieszczeniu tego samego układu wiązań i atomów w cząsteczce, czyli odmiennej konfiguracji. Jeden izomer strukturalny może mieć kilka izomerów przestrzennych. Izomeria przestrzenna obejmuje izomerię: geometryczną, optyczną i rotacyjną.

Izomeria rotacyjna - rodzaj izomerii przestrzennej polegający na możliwości obrotu atomu lub grup atomów wokół wiązania pojedynczego (zwykle między atomami węgla), w wyniku czego jeden izomer przestrzenny może tworzyć szereg tzw.: rotamerów, zwanych też konformerami.

Izomeria strukturalna - izomeria polegająca na różnym powiązaniu atomów w cząsteczkach izomerów. Obejmuje izomerię: łańcuchową (różny układ wiązań w łańcuchu), pierścieniową (różny układ wiązań w pierścieniu), funkcyjną, zwaną metamerią (różne grupy funkcyjne) i pozycyjną, zwaną izomerią położenia lub podstawienia (różne rozmieszczenie tych samych podstawników).

Izomeria szkieletowa (konstrukcyjna) - charakterystyczna dla alkanów, dotyczy budowy szkieletu cząsteczki, np.:

C₆H₁₄

heksan

1828r. - przeprowadzono pierwszą syntezę, w której ze związków organicznych otrzymano związek nieorganiczny. Syntezę tą przeprowadził niemiecki badacz - Wöhler:

NH₄ - N = C = O → NH - C - NH₂

║

O

W 1857r. niemiecki badacz - Kekule zaproponował tzw.: teorię strukturalną, która stanowi podwaliny teorii obowiązujące w chemii organicznej:

• każdy związek chemiczny ma właściwą sobie budowę określoną przez ułożenie i powiązanie atomów w obrębie cząsteczki;

• węgiel w związkach organicznych jest węglem czterowartościowym;

• wszystkie wartościowości węgla są równocenne; ← zła teoria!!!

• atomy węgla mogą między sobą łączyć się w łańcuchy o dowolnej długości i kształcie, mogą łączyć się w pierścienie o dowolnej długości i kształcie; mogą tworzyć wiązania pojedyncze, podwójne i potrójne;

• wszystkie wartościowości atomów węgla, które nie służą do połączenia z innymi atomami węgla zostają wysycone przez przyłączenie atomów innych pierwiastków.

Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (atomowe) - polega na uwspólnieniu pary elektronów pochodzących od dwóch różnych atomów. Przy wiązaniu kowalencyjnym nie ma różnic elektroujemności (musi to być ten sam pierwiastek), np. H₂, O₂, Cl₂.

-

Dwa elektrony, które uczestniczą w tworzeniu się tego wiązania odpychają się między sobą, ale są równocześnie przyciągane przez dwa jądra atomowe, w których to wiązanie powstaje.

Dwa modele opisu tworzenia się wiązań atomowych:

1. Teorie wiązań walencyjnych - wiązanie atomowe powstaje wówczas, gdy orbital jednego atomu nakłada się na pojedynczo obsadzony orbital drugiego atomu.

2. Teorie orbitali molekularnych - opisuje się tworzenie wiązania atomowego jako matematyczną kombinację orbitali atomowych (funkcji falowych) tworzących orbitale molekularne.

Orbital atomowy - obszar najbardziej prawdopodobnego występowania elektronu wokół jądra.

Powierzchnia ograniczająca ten obszar określa kształt orbitalu. Jest to powierzchnia obejmująca taki obszar przestrzeni, poza którym prawdopodobieństwo spotkania elektronu jest praktycznie równe zeru. Powierzchnia ta nazywana jest powierzchnią graniczną lub konturem orbitalu. Najbardziej przemawiającym do wyobraźni sposobem przedstawiania orbitalu jest „chmura elektronowa”, której gęstość jest niczym innym jak prawdopodobieństwem znalezienia elektronu w pewnym elemencie przestrzeni.

Orbitale (s i p) różnią się między sobą kształtem, położeniem.

Orbital s to kula:

Natomiast orbital p to dwie kule:

Orbital cząsteczkowy (molekularny) - powstaje w wyniku nałożenia się dwóch orbitali atomowych, w wyniku czego powstaje orbital wiążący, który jest niskoenergetyczny, i któremu odpowiada wiązanie chemiczne, ale też powstaje orbital antywiążący, który jest wysokoenergetyczny i w wypadku obsadzenia elektronów na tym orbitalu następuje dysocjacja - - rozerwanie (przeniesienie elektronu z orbitalu wiążącego na orbital antywiążący) wiązania chemicznego.

Hybrydyzacja - powstawanie z orbitali elektronów będących w różnych stanach energetycznych nowych orbitali o jednakowym stanie energetycznym, których kształt i właściwości są wypadkową orbitali wyjściowych.

Pojęcie to oznacza przekształcenie się orbitali atomowych na jakościowo nowe orbitale atomowe, które umożliwiają utworzenie się orbitalu cząsteczkowego, tzw. orbitalu zhybrydyzowanego. Hybrydyzacja następuje równocześnie z rozbiciem pary elektronowej.

Własności tych orbitali:

• poszczególne zhybrydyzowane orbitale są silnie ukierunkowane;

• są energetycznie równocenne;

• są przeciwnie skierowane, co pozwala na maksymalne oddalenie się orbitalu i zmniejszenie energii odpychania.

Hybrydyzacja to:

• wyrównanie energii orbitali s i p;

• ujednolicenie kształtów orbitali;

• uwspólnienie energii;

• powstanie wiązań energetycznie równocennych;

• uśrednienie chmur elektronowych.

Typy hybrydyzacji:

• sp³ - jeden orbital s i trzy orbitale p.

H

│

H - C - H

│

H

Wiązania powstały przez

hybrydyzację sp³

1s² 2s 2p

orbital nieobsadzony

przez elektron

to decyduje o hybrydyzacji

po hybrydyzacji

są równocenne

4sp³

• sp² - jeden orbital s i dwa orbitale p.

H H

╲  ╱ wiązanie σ

C = C

╱ ╲

H H

Wiązania powstały przez

hybrydyzację sp²

1s² 2s 2p

orbital nieobsadzony

przez elektron

ulegają hybrydyzacji

po hybrydyzacji

jeden elektron niezhybrydyzowany

sp²

Wiązanie  jest wiązaniem słabszym od wiązania σ. Wartości energetyczne:

C - C

 368 kJ/mol

σ 285 kJ/mol

• sp - jeden orbital s i jeden orbital p.



H - C ≡ C - H

σ σ

Wiązania powstały przez

hybrydyzację sp

1s² 2s 2p

2 elektrony ulegają o hybrydyzacji tworząc 2 orbitale sp

1s² 2s 2p

dwa orbitale

niezhybrydyzowane

po hybrydyzacji

jeżeli powstają dwa orbitale, to leżą one w jednej płaszczyźnie i kąt między nimi wynosi 180º.

Porównanie wiązań C - C i C - H:

	Wiązanie	Energie wiązania		Długość wiązania
					kJ/mol	kcal/mol
Metan CH4	Csp^3 - H1s	438	105	1,10
Eten C2H4	Csp^3 - Csp^3	376	90	1,54
		Csp^3 - H1s	420	100	1,10
	Etylen H2C=CH2	Csp^2 - Csp^2	611	146	1,33
		Csp^2 - H1s	444	106	1,076
	Acetylen C2H2	Csp - Csp	835	200	1,20
		Csp - H1s	552	132	1,06

W przypadku hybrydyzacji sp² jest zachowana rotacja, więc jest izomeria geometryczna. Natomiast w hybrydyzacji sp cząsteczka jest liniowa, bo wszystkie wiązania σ leżą w jednej płaszczyźnie, jedynie wiązania  leżą w innych płaszczyznach.

Wiązania  - nakładają się dwa orbitale (jeden s)

s + s

σ

H - H w H₂

• nakładanie się orbitalu s z sp³:

- C - H w CH₃

• nakładanie się orbitalu s z sp²:

= C - H w CH₂ = CH₂

• nakładanie się orbitalu s z sp:

≡ C - H w CH ≡ CH

• nakładanie się orbitalu sp³ z sp³:

σ

C - H w CH₃ - CH₃

• nakładanie się orbitalu sp² z sp²:

C - H w CH₂ = CH₂

Jedno wiązanie σ

• nakładanie się orbitalu sp z sp:

C - H w CH ≡ CH

Jedno wiązanie σ

Wiązanie  - jest słabszym wiązaniem niż wiązanie σ i łatwiej ulega rozerwaniu. Dla wiązania podwójnego C = C w etylenie wiązanie σ wynosi 398 kJ/mol, a wiązanie  285 kJ/mol.

O przebiegu dużej ilości reakcji decyduje polarność wiązań walencyjnych, które wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne związków.

O przebiegu poszczególnych wiązań decyduje rozkład ładunku w obrębie poszczególnych wiązań.

Rozkład ładunku jest zdeternizowany przez elektroujemność atomów tworzących wiązanie.

Elektroujemność niektórych pierwiastków (według skali elektroujemności Paulinga):

F	4,0	P	2,1
O	3,5	H	2,1
N	3,0	Bi	2,0
Cl	3,0	Si	1,8
Br	2,8	Mg	1,2
S	2,5	Na	0,9
C	2,5	Cs	0,7
I	2,5	-	-

F > O > Cl = N > Br > C > H

C ← H

Polarne w niewielkim stopniu.

Nie ma polarności gdy wiązanie tworzą dwa te same pierwiastki.

Różnica:

• 1,7 lub więcej - wiązanie o charakterze jonowym;

• powyżej 1,7 - wiązanie atomowe o różnym stopniu spolaryzowania.

Ta polaryzacja odpowiedzialna jest za własności fizyczne: temperaturę topnienia i wrzenia, rozpuszczalność związków i reaktywność poszczególnych ugrupowań.

-CH₃ < -CH₂Cl < -CHCl₂ < -CCl₂

najbardziej elektroujemne

-CH₃ < -CH = CH₂ < -C ≡ CH

Wiązanie potrójne jest bardziej elektroujemne niż podwójne i pojedyncze.

Węgiel w stanie hybrydyzacji sp³ jest mniej elektroujemny niż w sp², a najbardziej elektroujemny w hybrydyzacji sp.

Momenty dipolowe  wiązań C - Z:

→ → → → →

Li^+δ -----C^-δ C^+δ -----H^-δ C^+δ -----N^-δ C^+δ -----O^-δ C^+δ -----F^-δ

 = 1,4 D  = 0,4 D  = 1,1 D  = 1,5 D  = 2,3 D

C-------C

 = 0,0 D

Gdy cząsteczki są symetryczne, to moment dipolowy jest równy zero.

 = e * d

w płaszczyźnie

poza płaszczyzną

przed płaszczyzną

CH₄

H

C

H H H

 = 0,0 D

CCl₂

Cl

C

Cl Cl Cl

 = 0,0 D

Gdy cząsteczki są niesymetryczne, to moment dipolowy nie jest równy zero:

CH₃Cl

Cl

C

H H H

 = 1,86 D

Siły międzycząsteczkowe - występują między cząsteczkami i wpływają na własności.

Chemia organiczna

Chemia supramolekularna

Molekuła - zespół atomów; Izomeria strukturalna; Izomeria molekuł

Supramolekuła - zespół molekuł; Polimorfizm kryształów; Przejście fazowe w krysztale; Enencjomorfizm; WIĄZANIE SUPRAMOLEKULARNE: (oddziaływanie intermolekularne) Siły średniozasięgowe (Van der Waalsa) - - charakter izotopowy: Oddziaływanie multipolowe; Aromatyczne: typu stacking C---C hering-bone C---H; C---H--- hydrofobowe H---H Siły dalekozasięgowe - charakter anizotropowy; Silne wiązanie wodorowe: (O,N) - H---(O,N); Słabe wiązanie wodorowe: C - H---(O,N), (O,N) - H---C. (O,N) - H---  Oddziaływanie halogenowe - charakter polaryzacyjny: Cl---Cl, I---I, Br---Br, I---Cl, Br---F, I---F, N---I, O---I, N---Cl; Inne oddziaływanie: S---N, S---S, S---Cl; Siły jonowe; Synteza supramolekularna (inżynieria krystaliczna, synteza intermolekularna);

Najsilniejsze są wiązania wodorowe. Moc ich oddziaływań odpowiada 0,1 mocy wiązania atomowego.

Wiązanie wodorowe - jest specyficznym wiązaniem międzycząsteczkowym, zwanym również: wiązaniem protonowym lub mostkiem wodorowym.

Proton pozbawiony elektronów jako mniejszy od wszystkich atomów i jonów może przeniknąć w głąb powłoki elektronowej silnie elektroujemnego atomu, powodując znaczną jej deformację w wyniku przyciągania elektrostatycznego.

Wiązanie wodorowe jest szczególnie charakterystyczne dla związków występujących w przyrodzie i tworzy się pomiędzy cząsteczkami związków, w których atom wodoru związany jest z silnie elektroujemnym pierwiastkiem.

X - H •••••••• Y X,Y = silnie elektroujemne pierwiastki:

Wiązanie tlen, azot, fluor (rzadziej: chlor,

Wodorowe węgiel, siarka).

Nienormalnie wysokie temperatury topnienie i wrzenia niektórych związków tłumaczy się obecnością wiązania wodorowego. Im wyższa temperatura wrzenia, tym siły oddziaływania międzycząsteczkowego są większe.

	Ne	CH3	NH3	HF	H2O
Masa cząsteczkowa	20	17	17	20	18
Temperatura wrzenia	-249^°C	-160^°C	-20^°C	+20^°C	+100^°C

Wzrost temperatury wrzenia w miarę wzrostu sił wiązań wodorowych wynika z asocjacji (łączenia się cząsteczek w podwójne, potrójne, łańcuchowe lub pierścieniowe układy).

Np.:

CH₃ - O - CH₃

H

╱

CH₃ - CH₂ - O O - CH₂ - CH₃

╱

H

Najczęstszym wiązaniem wodorowym jest woda. Gdyby nie występowało w niej wiązanie wodorowe, to woda byłaby gazem!!!

Związki, w których nie występuje wiązanie wodorowe, to gazy.

Występowanie wiązań wodorowych:

• kwasy karboksylowe - dimery;

• kwasy karboksylowe - monomery;

• białka.

Wiązanie wodorowe tworzy się między:

O---H lub N---H

Wiązanie międzycząsteczkowe - polega na łączeniu się między sobą obojętnych cząsteczek, poprzez:

• skroplenia gazów szlachetnych;

• napięcie powierzchniowe;

• azeotropię - niemożność rozdziału dwóch cieczy na drodze destylacji (np.: alkoholu).

Trzy rodzaje oddziaływań międzycząsteczkowych (tzw. siły Van der Waalsa):

• oddziaływanie dipoli trwałych;

• oddziaływanie indukcyjne - wzajemne oddziaływanie dipoli trwałych i dipoli indukowanych w cząsteczkach;

• siły dyspersyjne - działają na bardzo małą odległość i polegają na przyciąganiu szybkozmiennych (falujących) dipoli. W skutek ruchu elektronów walencyjnych gęstość ładunku ujemnego na zewnętrznej powłoce atomów ulega szybkim zmianom (zwanych fluktuacją), wzbudzając podobną fluktuację w powłoce walencyjnej sąsiednich atomów.

Wynikające w wodzie napięcie powierzchniowe jest spowodowane sumą tych wszystkich oddziaływań. Natomiast węglowodory niepolarne (benzyna) lub skroplony argon charakteryzują się występowaniem w nich przede wszystkim sił dyspersyjnych.

Siły Van der Waalsa w przypadku małych cząsteczek są stosunkowo słabe, kilkanaście razy słabsze od sił wiązania atomów w cząsteczkach, ale przy dużych cząsteczkach mogą one dorównać, a nawet przewyższać siły wiązań atomowych, np.: smary maziste lub tworzywa sztuczne.

Siły Van der Waalsa są siłami uniwersalnymi i odnoszą się do wszystkich cząsteczek niezależnie od ich kształtu i wielkości.

Siły Van der Waalsa występują w układach niepolarnych. Jeżeli są symetryczne niepolarne, to moment dipolowy równy jest zero, ale ruch elektronów w obrębie cząsteczki może wywołać lokalne zaburzenia i tworzenie lokalnych bardzo niewielkich dipoli.

ALKANY

+ - + - + - + - + - + - + - + - +

- + - + - + - + - + - + - + - + -

Będą różnice w temperaturze wrzenia między alkanami łańcuchowymi a rozgałęzionymi:

n - pentan +36ºC

izopentan +28ºC

neopentan +9,5ºC

Rozpuszczanie polega na zburzeniu struktury ciała stałego lub cieczy i poszczególne jony lub cząsteczki zostają oddzielone od siebie, a przestrzeń między nimi zajmują cząsteczki rozpuszczalnika.

W wodzie rozpuszcza się niewielka ilość związków, o właściwościach:

• zasadowych w kwasach;

• kwasowych w zasadach.

Rozpuszczalność - maksymalna liczba gramów substancji, którą w danej temperaturze i pod danym ciśnieniem można rozpuścić w 100 g rozpuszczalnika otrzymując roztwór nasycony.

Różnice w rozpuszczalności rozmaitych substancji, którą w danej temperaturze wykorzystuje się między innymi do ich oczyszczania przez krystalizację.

Rozpuszczalność większości substancji stałych i cieczy w rozpuszczalnikach ciekłych wzrasta na ogół ze wzrostem temperatury.

Rozpuszczalność NaNO₃ w wodzie w zależności od temperatury:

Temperatura [C] [K]	0 273	10 283	20 293	30 303	40 313	60 333	80 353	100 373
Rozpuszczalność NaNO3 [g/100g H2O]	70,7	80,5	88,0	96,1	104,9	124,1	148,1	173,9

Jeżeli w układzie współrzędnych prostokątnych na osi odciętych odłożymy wartości temperatury, a na osi rzędnych rozpuszczalność, otrzymamy dla NaNO₃ (jak również dla innych substancji) szereg punktów. Ich połączenie utworzy linię zwaną krzywą rozpuszczalności.

Korzystając z krzywych rozpuszczalności można określić, jaka jest rozpuszczalność danej substancji w określonej temperaturze.

Rozpuszczalność gazów w cieczy, w przeciwieństwie do substancji stałych i cieczy, ze wzrostem temperatury zmniejsza się, natomiast wzrasta ze wzrostem ciśnienia. Ta właściwość gazów jest wykorzystywana między innymi do produkcji wód gazowanych, polegającej na nasyceniu wody dwutlenkiem węgla pod zwiększonym ciśnieniem. Po odkorkowaniu butelek ciśnienie zmniejsza się i wtedy obserwujemy burzliwe wydzielanie dwutlenku węgla.

Zmniejszanie rozpuszczalności gazu w wodzie ze wzrostem temperatury tłumaczy wydzielanie się pęcherzyków powietrza na ściankach szklanki, do której nalejemy zimnej wody z kranu czy ze studni i pozostawimy na pewien czas w ciepłym miejscu.

Cl^-

Br^-

NO3^-

SO3^2-

S^2-

SO4^2-

CO3^2-

CrO4^2-

SiO3^2-

PO4^3-

CH3COO^-

OH^-

I^-

Li^+

Na^+

K^+

NH4^+

Cu^2+

Ag^+

Mg^2+

Ca^2+

Sr^2+

Ba^2+

Zn^2+

Hg^2+

Al^3+

Sn^2+

Pb^2+

Bi^3+

Mn^2+

Fe^2+

Fe^3+

Substancja rozpuszczalna

Substancja trudno rozpuszczalna

Substancja praktycznie nierozpuszczalna

Substancja albo nie rozkłada się w wodzie, albo nie została otrzymana

Zasada:

Podobne rozpuszcza podobne!!!

Związki niepolarne rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych, a polarne w polarnych.

Rozpuszczalniki polarne:

rozpuszczalniki protonowe:

• alkohole:

• kwasy;

• aminy;

• woda;

słabsze:

• ketony;

• etery (eter dietylowy - bardzo dobry do ekstrakcji);

• estry.

Rozpuszczalniki niepolarne:

• węglowodory nasycone (pentan, heksan, cykloheksan, oktan);

• węglowodory aromatyczne;

• chlorowcopochodne - mały moment dipolowy (chloroform, CCl₄, chlorek etylenu, chlorek metylenu)

Rozpuszczalniki muszą mieć takie same właściwości jak związek rozpuszczany.

Terminy kwasowości i zasadowości:

Teoria Lowry'ego - Brönsteda - (1923r.) protonowa teoria kwasów i zasad:

Kwasami nazywamy związki chemiczne lub jony zdolne do oddawania protonów (donory protonów).

Zasadami - związki chemiczne lub jony zdolne do przyłączania protonów (akceptory protonów)

(z łac. donator - dawca, acceptare - przyjmować).

W tej teorii każdy kation jest kwasem, a prawie każdy anion jest zasadą (ponieważ wodorosole mogą być kwasami).

W teorii Arrheniusa nie można w przekonywujący sposób wyjaśnić zasadowych własności amoniaku NH₃ w zasadzie. Teoria Arrheniusa nie wyjaśnia dlaczego NH nie istnieje jako swobodny proton w wodzie, lecz jest związany z co najmniej jedną cząsteczką wody:

H₂O

H⁺ → H₃O⁺

Jon hydroniowy

Cząsteczka lub jon kwasu po oddaniu protonu staje się jonem lub cząsteczką zasady, natomiast cząsteczka zasady po przyłączeniu protonu staje się cząsteczką lub jonem kwasu), np.:

kwas + zasada ⇄ kwas + zasada

H₂O + H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH^-

HCl + H₂O ⇄ H₃O⁺ + Cl^-

H₂O + NH₃ ⇄ NH₄⁺ + OH^-

HCO₃^- + H₂O ⇄ H₃O⁺ + CO₃^2-

H₂O + HCO₃^- ⇄ H₂CO₃ + OH^-

H₂O + CH₃COO ^- ⇄ CH₃COOH + OH^-

Kwasami i zasadami mogą być nie tylko cząsteczki obojętne, lecz także jony, ponadto ta sama substancja może być zarówno kwasem jak i zasadą. Według tej teorii rozpuszczalnik jest nie tylko ośrodkiem, w którym odbywa się dysocjacja kwasów lub zasad, lecz odgrywa przede wszystkim rolę kwasu wobec rozpuszczonej zasady lub zasady wobec rozpuszczonego kwasu.

Liczba kwasów i zasad w teorii Brönsteda jest większa niż w teorii Arrheniusa, ponieważ tłumaczy charakter zasadowy takich cząsteczek lub jonów jak NH₃ lub CO₃^2- oraz charakter kwasowy, np.: Fe³⁺ , Cu²⁺ itp.

Według tej teorii zasadą jest nie tyle NaOH lecz anion OH^- w tym związku.

Teoria Brönsteda nie ogranicza się tylko do środowiska wodnego, lecz wyjaśnia zjawiska kwasowo-zasadowe w różnych rozpuszczalnikach.

Każdy anion jest zasadą. Bardzo silny kwas, np.: HCl jest sprzężony z bardzo słabą zasadą Cl^-.

Bardzo silna zasada, np..: NaOH jest sprzężona z bardzo słabym kwasem Na⁺.

Ka - dla związków organicznych jest bardzo mała, rzędu 10^-5, 10^-15;

pKa - im wartość pKa jest większa, tym kwas jest słabszy.

Względna moc niektórych powszechnie stosowanych kwasów i ich sprzężonych zasad:

	Kwas	Nazwa	pKa	Sprzężona zasada	nazwa
Słaby kwas Silniejszy kwas	CH3CH2OH	Etanol	16	CH3CH2O^-	Jon etanolowy	Silniejsza zasada Słaba zasada
		H2O	Woda	15,74	HO^-		Jon hydroksylowy
		HCN	Kwas cyjanowodorowy	9,31	CN^-		Jon cyjankowy
		CH3COOH	Kwas octowy	4,76	CH3COO^-		Kwas octanowy
		HF	Kwas fluorowodorowy	3,45	F^-		Jon fluorkowy
		HNO3	Kwas azotowy	-1,3	NO3^-		Jon azotanowy
		HCl	Kwas chlorowodorowy	-7,0	Cl^-		Jon chlorkowy

Produkty reakcji kwas - zasada muszą być trwalsze, czyli słabsze i mniej reaktywne niż substraty.

CH₃COOH + OH^- ⇄ CH₃COO^- + H₂O

pKa = 4,76 pKa = 15,74

Teoria Lewisa - (1938r.) przydatna przy tworzeniu kompleksów:

Kwas jest akceptorem jednej lub kilku par elektronowych.

Zasada jest donorem par elektronowych:

H⁺ ← : NH₃

kwas zasada

Teoria ta jest bardziej ogólna niż teoria Brönsteda - nie wiąże się bezpośrednio z pojęciem pH.

Różne kwasy Lewisa:

H₂O HCl HBr HNO₃ H₂SO₄

O OH

II

C CH₃CH₂OH

╱ ╲

H₃C OH

fenol

kwas karboksylowy

kationy metali: Li⁺ Mg²⁺ Br⁺

różne związki metali: AlCl₃ BF₃ TiCl₄ FeCl₃ ZnCl₂

Różne zasady Lewisa:

CH₃CH₂OH CH₃OCH CH₃CH CH₃CCH₃

II II

O O

Alkohol eter aldehyd keton

CH₃CCl CH₃COH CH₃COH CH₃CNH₂

II II II II

O O O O

chlorek kwasowy kwas karboksylowy ester amid

CH₃NCH₃ CH₃SCH₃

I

CH₃

amina sulfid

Karbokation - posiada ładunek dodatni na atomie węgla. Musi mieć deficyt elektronowy.

₊

CH₃ karbokation metylowy

Węgiel jest na stopniu hybrydyzacji sp³; mamy węgiel związany z trzema atomami wodoru.

Orbital p

p

H

C H

H

Karboanion - posiada wolną parę elektronową. Obdarzony ładunkiem ujemnym..

_-

CH₃

Hybrydyzacja sp³; na orbitalu p 2 elektrony..

Orbital p

p

C

H H H

_**

N

H H H

Rodnik - posiada jeden niesparowany elektron.

_*

CH₃

e^-

H

C H

H

Reakcje rodnikowe - etapem przejściowym jest powstanie rodników.

Karben - jest stanem przejściowym.

1. metylen singletowy - elektrony przechodzą przez stan hybrydyzacji sp²:

H

╱

H ― C

Elektrony niewiążące są sparowane. Jest to układ mniej trwały w fazie gazowej.

2. metylen trypletowy - hybrydyzacja sp; mamy dwa niesparowane elektrony (dwurodnik).

Alkany - są to węglowodory, które w szkielecie węglowym zawierają tylko wiązania pojedyncze, zwane są nasyconymi. Nasycone węglowodory alifatyczne (łańcuchowe) zwane są alkanami. Najprostszym węglowodorem nasyconym jest metan, o wzorze:

sumarycznym strukturalnym

H

I

CH₄ H - C - H

I

H

Następny z kolei węglowodorów, zawierający dwa atomy węgla w cząsteczce, ma wzór:

H H

I I

C₂H₆ H- C - C - H

I I

H H

I nosi nazwę - etan.

Wzór strukturalny węglowodoru, którego cząsteczka jest zbudowana z trzech atomów węgla, tzw.: propanu:

I I I

- C - C - C -

I I I

tworzymy umieszczając przy wszystkich wolnych końcach kresek (symbolizujących wiązania) po jednym atomie wodoru

H H H

I I I

H - C - C - C - H

I I I

H H H

itd...

Biorąc pod uwagę, że podczas łączenia się atomów węgla każdy z nich musi uczestniczyć we wzajemnym wiązaniu odpowiednią liczbą wartościowości, można wydedukować ogólny wzór alkanów:

C_nH_2n+2 - an

gdzie n oznacza liczby całkowite 1, 2, 3, 4, 5, 6 itd.

Węgiel jest w hybrydyzacji sp³, a kąt między nimi wynosi 109º. Odległości między atomami węgla są rzędu 0,153 nm, a między węglem a wodorem rzędu 0,110 nm.

Nazwy węglowodorów nasyconych do butanu włącznie są nazwami zwyczajowymi, a począwszy od pentanu - wywodzą się od liczebników greckich penta, heksa, hepta itd. z końcówką -an.

Szereg związków organicznych, w którym każdy następny różni się od poprzedniego o taką samą grupę - CH₂ - nazywamy szeregiem homologicznym metanu lub szeregiem homologicznym węglowodorów nasyconych.

Nazwa	Wzór sumaryczny	Temperatura wrzenia [°C]
Metan	CH4	-161,6
Etan	C2H6	-88,6
Propan	C3H8	-42,2
Butan	C4H10	-0,6
Pentan	C5H12	36,0
Heksan	C6H14	68,7
Heptan	C7H16	98,5
Oktan	C8H18	125,7
Nonan	C9H20	150,8
Dekan	C10H22	174,0
Undekan	C11H24	196,0
Dodekan	C12H26	216,2

W szeregu homologicznym w sposób regularny zmieniają się właściwości fizyczne i chemiczne poszczególnych związków.

Najbardziej aktywne chemicznie (najłatwiej ulegające, np.: reakcjom spalania czy reakcji z fluorowcami) są węglowodory o małych masach molowych, jak metan czy etan. Reaktywność dalszych związków spada w miarę wydłużania się łańcucha węglowego. Również im mniejszą masę molową mają poszczególne człony w szeregu homologicznym, tym bardziej są lotne. Węglowodory zawierające w cząsteczce do 4 atomów węgla są gazami (w temperaturze pokojowej), zawierające 0d 5 do 15 atomów węgla cieczami, a ponad 15 atomów węgla - mają stały stan skupienia.

Z uwagi na znikomą reaktywność wyższych węglowodorów nasyconych nazywa się je również parafinami (z łac.: - parum affinis - ledwo czynny). Stąd mówi się także o szeregu homologicznym parafin.

Alkany są związkami biernymi chemicznie, nie ulegają działaniu silnych reduktorów, np.: metali alkalicznych (sód, potas), są odporne na działanie czynników utleniających - w łagodnych warunkach - takich jak: manganian (VII) potasu KMnO₄, chromiany, tlen. Dopiero w ostrzejszych warunkach wobec specjalnie dobranych reagentów i katalizatorów ulegają licznym reakcjom.

Przedstawicielem alkanów jest metan. Jest on bezbarwnym, bezwonnym i słabo rozpuszczalnym w wodzie gazem. Występowanie w cząsteczkach jedynie silnych wiązań kowalencyjnych C - H (w wyższych alkanach również C - C) powoduje, że metan, jak i homologi są mało reaktywne chemicznie (odporne na działanie czynników chemicznych). W umiarkowanych temperaturach metan nie reaguje z substancjami utleniającymi, jak np.: Br₂.

Po odjęciu od cząsteczki węglowodoru nasyconego jednego atomu wodoru otrzymujemy tzw.: grupę alkilową. Grupy takie mogą przechodzić bez zasadniczych zmian z cząsteczki jednego związku do cząsteczki innego.

Nazwy grup alkilowych tworzy się z nazw alkanów, zmieniając końcówkę -an na - yl. Grupę wywodzącą się z metanu nazywa się grupą metylową lub metylem - CH₃, z etanu grupą etylową lub etylem CH₃ - CH₂ - itd.

Ogólny wzór grupy alkilowej:

C_nH_2n+1 - yl

Wszystkie grupy alkilowe są jednowartościowe i mogą w cząsteczce organicznej zastąpić atom wodoru, dowolny inny jednowartościowy atom lub odpowiednią grupę atomów (jednowartościową). Grupy alkilowe oznaczamy ogólnie we wzorach chemicznych symbolem R.

Z grupami alkilowymi wiąże się także tzw.: rzędowość atomów węgla.

Izomeria alkanów:

Rozpatrując budowę poszczególnych łańcuchów szeregu homologicznego alkanów można stwierdzić, że jedynie trzy pierwsze związki: metan, etan i propan mają łańcuchy proste. Dalsze homologi mogą mieć budowę zarówno łańcucha prostego, jak i rozgałęzionego. I tak np.: znane są nam dwa butany i trzy pentany, różniące się gęstością, temperaturą wrzenia i reaktywnością.

Związki mające ten sam wzór sumaryczny, lecz różniące się sposobem rozmieszczenia atomów w cząsteczce i wynikającymi z tego różnymi właściwościami fizycznymi, chemicznymi i biologicznymi, nazywają się izomerami.

Ten typ izomerii jest przykładem izomerii konstytucyjnej i nosi także nazwę izomerii szkieletowej, ponieważ izomery te różnią się budową szkieletu (łańcucha) węglowego.

Nazewnictwo (nomenklatura) węglowodorów nasyconych:

W miarę zwiększania się liczby atomów węgla w cząsteczce alkanów szybko wzrasta liczba ich izomerów. Obrazuje to podane niżej zestawienie:

W związkach, w których liczba izomerów jest większa od trzech, przedrostki izo- i neo- nie wystarczają do ścisłego określenia ich budowy. Z tego względu wprowadzono racjonalną nomenklaturę, z której można jednoznacznie wnioskować o budowie chemicznej związku.

Zasady systematycznego nazewnictwa węglowodorów nasyconych zalecane przez IUPAC:

1. Ustala się najdłuższy ciągły łańcuch węglowy cząsteczki i jako podstawę tworzonej nazwy przyjmuje się nazwę normalnego alkanu o tej samej liczbie atomów węgla. Pozostałe grupy alkilowe uważa się za podstawniki (łańcuchy boczne) przyłączone do atomów węgla składających się na najdłuższy łańcuch.

2. Numeruje się atomy węgla łańcucha zaczynając od tego końca, od którego numery pozycji podstawników tworzą w sumie zbiór najmniejszych liczb.

3. Wylicza się (w porządku alfabetycznym) grupy alkilowe związane z łańcuchem głównym i umieszcza w postaci przedrostków przed nazwą łańcucha głównego. Obecność dwóch lub więcej liczby identycznych podstawników w cząsteczce oznacza się za pomocą liczebników greckich: di (dwu), tri (trój), tetra (cztero), penta (pięcio) itd.

4. Przed nazwą każdego rodzaju grup alkilowych podaje się numery atomu węgla łańcucha głównego, z którymi są one związane. Numer oddziela się od nazwy kreską.

5. Z możliwych do wyboru łańcuchów głównych jednakowej długości wybiera się ten, z którym jest związana większa liczba łańcuchów bocznych.

Występowanie i właściwości chemiczne węglowodorów nasyconych:

Naturalnym źródłem węglowodorów nasyconych gazowych jest gaz ziemny, a węglowodorów gazowych, ciekłych i stałych - ropa naftowa.

Gaz ziemny jako mieszanina węglowodorów gazowych zawiera najwięcej metanu (85%). Ma on zastosowanie jako tanie paliwo oraz cenny surowiec chemiczny. Metan jest gazem palnym. Powietrze nasycone metanem stanowi bardzo niebezpieczną mieszaninę wybuchową, która jest niekiedy przyczyną eksplozji gazów w kopalniach węgla kamiennego.

Niebezpieczna jest również mieszanina metanu z chlorem, wybuchająca pod wpływem bezpośredniego naświetlenia promieniowaniem słonecznym.

Ropa naftowa, zwana dawniej olejem skalnym, jest oleistą cieczą złożoną głównie z mieszaniny węglowodorów. W niektórych gatunkach ropy przeważają alkany, w innych węglowodory nasycone o budowie cyklicznej, tzw.: cykloalkany. Spotyka się również ropę o znacznej zawartości węglowodorów aromatycznych.

Ropę poddaje się przeróbce w zakładach zwanych rafineriami. Przeróbka polega głównie na tzw.: frakcyjnej, czyli stopniowej destylacji ropy. W wyniku destylacji otrzymuje się szereg frakcji destylatów odbieranych w różnych temperaturach destylacji. Służą one jako cenne produkty użytkowe.

Najbardziej lotną frakcją uzyskiwaną w wyniku destylacji ropy naftowej, czyli frakcją o najniższej temperaturze wrzenia (od 40 do 180ºC), jest benzyna. Jest to mieszanina węglowodorów o cząsteczkach zawierających od 5 do 12 atomów węgla. Wyżej od benzyny wrząca frakcja nazywa się naftą i służy do celów oświetleniowych i opałowych. Jeszcze wyżej wrzące frakcje ropy (powyżej 300ºC) wykorzystywana są jako oleje maszynowe i smary.

Pozostałość po bezpośredniej destylacji ropy naftowej nazywa się mazutem. Mazut poddaje się dalszej obróbce (destylacji pod zmniejszonym ciśnieniem), a także wykorzystuje się go do celów opałowych oraz jako surowiec do produkcji asfaltów.

Benzyna, która tylko w niewielkim stopniu ulega dalszemu rozfrakcjonowaniu na związki służące do celów specjalnych (środki ekstrakcyjne, rozpuszczalniki, chemiczne środki czyszczące), znajduje zastosowanie w olbrzymich ilościach jako materiał pędny. Niezwykle duże zapotrzebowanie na benzynę doprowadziło do tego, że nie może być ono pokryte z bezpośredniej destylacji ropy. Dlatego w ostatnich dziesiątkach lat do otrzymywania dodatkowych ilości benzyny coraz częściej stosuje się termiczny rozkład wyżej wrzących frakcji ropy naftowej w tzw.: procesie krakingowym (od ang.: cracking, crack - pękać). Polega on na rozrywaniu długich łańcuchów węglowodorowych na krótsze. Ten proces rozpadowy jest prowadzony w różny sposób, najczęściej pod wysokim ciśnieniem w temperaturze od 470 do 500ºC. Frakcję benzynową oddziela się w aparatach pracujących w sposób ciągły. Tą metodą otrzymuje się więcej niż połowę światowej produkcji benzyny. Jako surowiec do krakingu stosuje się pozostałości po destylacji ropy naftowej i oleje surowe, z których usunięto lżejsze fakcje. Pewne ilości benzyny otrzymuje się również syntetycznie przez uwodornienie węgla lub przez zgazowanie koksu na gaz wodny (mieszanina tlenku węgla i wodoru), a następnie syntezę zawartego w nim tlenku węgla i wodoru z utworzeniem odpowiednich węglowodorów.

Jedną z ważnych właściwości benzyny jest zdolność równomiernego spalania w silnikach spalinowych z zapłonem iskrowym, od której w znacznej mierze zależy wydajność energetyczna i trwałość silnika. Okazało się, że właściwość ta zależy przede wszystkim od składu chemicznego benzyny. Jako praktyczną miarę właściwości przeciwstukowych benzyny przyjęto tzw.: liczbę oktanową, oznaczoną symbolem LO. Badając spalanie w tzw.: silnikach laboratoryjnych stwierdzono, że izooktan (2,2,4-trimetylopentan) - węglowodór o rozgałęzionym łańcuchu spala się bezstukowo, a heptan - węglowodór o łańcuchu prostym (normalnym) spala się detonacyjnie. Przyjęto więc, że liczba oktanowa izooktanu wynosi 100, a heptanu 0.

Liczba oktanowa benzyny podaje zatem procentową zawartość izooktanu w porównawczej mieszaninie izooktanu i heptanu. Benzyny krakingowe (krakowe) mają na ogół dużą liczbę oktanową, którą zawdzięczają węglowodorom rozgałęzionym i nienasyconym, dlatego przedstawiają większą wartość handlową niż produkty nasycone o normalnych łańcuchach otrzymane przez destylację ropy. W celu podniesienia liczby oktanowej takiej benzyny dodaje się nieraz tetraetyloołów (CH₃CH₂)₄Pb, stąd pochodzi nazwa etylina. Tetraetyloołów jest silną trucizną. Z tego względu trujące są także benzyny ołowiowe. Należy pamiętać, że benzyny ołowiowej nie wolno używać do rozcieńczania farb czy jako paliwa do kuchenek turystycznych.

Zawarte w benzynie związki ołowiu dostające się ze spalinami do atmosfery powodują skażenie środowiska. Duże skażenie ołowiem obserwuje się zwłaszcza w miastach i przy szosach. Należy się spodziewać, że w przyszłości stosowanie tetraetyloołowiu w benzynie zostanie zakazane. Wówczas benzyna będzie musiała zawierać więcej niż obecnie węglowodorów rozgałęzionych lub aromatycznych.

Alkany są substancjami palnymi. Spalanie ich przy dostatecznym dopływie tlenu przebiega do całkowitego utlenienia węgla do dwutlenku węgla, z wodoru powstaje woda. Np.: reakcję spalania butanu zapisujemy:

2C₄H₁₀ + 13O₂ → 8CO₂ + 10H₂O

Całkowite spalanie dowolnego alkanu zachodzi według ogólnego równania:

2C_nH_2n+2 + (3n + 1)O₂ → 2nCO₂ + (2n + 2)H₂O

gdzie:

n - liczba atomów węgla nasyconego węglowodoru łańcuchowego.

O znaczeniu tej reakcji świadczy fakt, że ponad 30% energii wytwarzanej na Ziemi pochodzi ze spalania gazu ziemnego i produktów pochodzących z ropy naftowej.

Do najważniejszych reakcji alkanów z fluorowcami należy reakcja metanu z chlorem. Zachodzi w niej podstawianie atomów wodoru atomem chloru. W wyniku tej reakcji powstają: chlorometan CH₃Cl, dichlorometan CH₂Cl₂, trichlorometan (chloroform) CHCl₃ i tetrachlorometan CCl₄.

CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl

CH₃Cl + Cl₂ → CH₂Cl₂ + HCl

CH₂Cl₂ + Cl₂ → CHCl₃ + HCl

CHCl₃ + Cl₂ → CCl₄ + HCl

Podobnym reakcjom podstawienia atomu wodoru ulegają inne alkany.

Inną metodą otrzymywania alkanów jest reakcja Wűrtza, która polega na odczepieniu atomu fluorowca przez atom sodu.

Synteza ta jest zatem sposobem, który umożliwia zbudowanie cząsteczek wielu węglowodorów o długich łańcuchach (dobudowa łańcucha węglowego).

Konformacja - różne układy atomów znajdujące się w obrębie cząsteczki, które powstają w wyniku obrotu dookoła osi wiązań.

Wzory Newmanna:

H H H

Struktura naprzemianległa

ANTIPERIPLANALNA

H H H

H H H

F H

Struktura naprzeciwległa

SYNPERIPLANALNA

H H

Struktura antiperiplanalna jest trwalsza i nazywamy ją KONFORMEREM.

W alkanach występuje konformacja antiperiplanalna i synklinalna; łańcuchy do 6 - 7 atomów węgla mają postać nitkowatą (antiperiplanalną). Jeżeli łańcuch jest dłuższy, to alkany mają strukturę kłębkową lub kłębuszkową.

Cykloalkany

Najprostszy cykloalkan

Cyklopentan - kąt między atomami węgla wynosi 60º, bardzo odległy dla optymalnego kąta 109º. Atomy wodoru będą leżały naprzeciw siebie - konformacja niekorzystna. Bardzo nietrwały.

Cyklobutan

Konformacja naprzeciwległa - struktura niekorzystna.

Konformacja naprzemianległa - kąt wychylenia 25º, kat między atomami węgla 88º.

Cyklopentan

Atomy węgla leżą naprzeciw siebie - konformacja niekorzystna.

Konformacja naprzemianległa.

Struktury cykloheksanu są częściej spotykane, ale kąt nie odpowiada kątowi 109º.

Położenie grupy:

Ekwatorialna - grupa znajduje się w płaszczyźnie cząsteczki;

Aksjalna - pozycja prostopadła do pozycji cząsteczki.

W temperaturze pokojowej około 95% cząsteczek będzie występowało w takiej konformacji, żeby grupy metylowe występowały w pozycji ekwatorialnej (jest korzystniejsza - 7,0 kJ/mol - od pozycji aksjalnej). Zmiana konformacji powoduje przejście z położeń ekwatorialnych w aksjalne i odwrotnie.

Struktura krystaliczna diamentu

i grafitu

Diament - struktura krzesłowa. Zachowane są równe odległości między atomami węgla zarówno w pionie jak i poziomie. Wynoszą one 0,154 nm i są równe dla całej struktury.

Grafit - ma pierścienie płaskie; odległości między atomami węgla są znacznie większe w pierścieniach niż w płaszczyźnie.

Fulleren - odpowiada strukturą piłce futbolowej.

Izomeria konformacyjna - każdy atom węgla usiłuje zachować kąty zbliżone do kąta 109,5º. Każde odchylenie od tego kąta jest powodem naprężeń kątowych i zmniejszenie trwałości tego układu

Korzystniejsze są zawsze ułożenia naprzemianległe. Zbyt bliskie ułożenie atomów przy sąsiednich atomach węgla, jeżeli są mniejsze od promieni Van der Waalsa powodują zwiększone odpychanie tych atomów i korzystne jest przyjęcie struktur gdzie odległości są jednakowe.

W przypadku alkanów i cykloalkanów korzystne są konformacje antiperiplanalne. W cykloheksanach korzystne są konformacje krzesłowe lub skręconej rury.

Izomeria optyczna (chiralność) - rodzaj izomerii przestrzennej; wykazywanie czynności optycznych przez cząsteczki izomerów przestrzennych (izomery optyczne) będących związkami chiralnymi.

O obiekcie, który jest nieidentyczny ze swym odbiciem lustrzanym mówimy, że jest chiralny (z grec.: cheir - ręka)

Czynniki decydujące o chiralności, to: centrum symetrii, płaszczyzna symetrii i oś symetrii. Obiekt jest chiralny wtedy, gdy nie ma centrum ani płaszczyzny symetrii (może mieć oś symetrii, która umożliwia uzyskanie identycznego obrazu jedynie przez obrót przedmiotu o 360°).

Jeżeli popatrzymy na odbicie w lustrze szklanki, butelki itp. zobaczymy, że przedmiot i jego odbicie są identyczne - achiralne. Ma płaszczyznę i oś symetrii.

Najprostszym centrum chiralności w cząsteczce jest tzw.: asymetryczny atom węgla. Jest nim atom węgla związany z czterema różnymi podstawnikami. W tym przypadku cząsteczka nie ma żadnego elementu symetrii, a więc jest chiralna.

Związki chemiczne, których cząsteczki mają się do siebie jak przedmiot do swego odbicia w lustrze nazywamy enancjomerami (z grec.: enantios - przeciwny) lub izomerami optycznymi i różnią się konfiguracją.

Każdy enancjomer jest zbiorem cząsteczek o jednakowej konfiguracji. Substancję złożoną z równomolowych ilości enancjomerów o przeciwnej konfiguracji nazywamy mieszaniną racemiczną (racematem).

W celu odróżnienia od siebie izomerów optycznych enancjomerów wykorzystuje się tzw.: światło spolaryzowane. Jest to światło, w którym fale świetlne drgają w jednej płaszczyźnie, zwanej płaszczyzną polaryzacji. Gdy światło spolaryzowane przechodzi przez próbkę substancji optycznie czynnej lub jej roztworu, wówczas oddziałuje z jej cząsteczkami i płaszczyzna polaryzacji światła ulega skręceniu o pewien kąt. Wielkość tego kąta zależy od rodzaju substancji, długości fali świetlnej i grubości próbki.

Substancje skręcające płaszczyznę polaryzacji światła w prawo są nazywane prawoskrętnymi i oznaczane symbolem (+) umieszczonym przed nazwą związku. Symbolem ( - ) oznaczane są substancje lewoskrętne. Mieszaniny racemiczne oznacza się symbolem (±). Enancjomery skręcają płaszczyznę światła spolaryzowanego o taki sam kąt, ale w przeciwnych kierunkach.

Związek optycznie czynny - każdy związek organiczny, który zawierać będzie co najmniej jeden atom węgla, który zawiera cztery różne podstawniki. Jest to węgiel chiralny albo asymetryczny.

Skręcalność właściwą  podaje się przy jakiej jest temperaturze:

gdzie:

c - stężenie wyrażone w [g/100cm³];

l - grubość rurki pomiarowej (długość drogi optycznej.

Poszczególne izomery tego samego związku będą różniły się skręceniem światła spolaryzowanego.

CH₃

H OH

C*

CH₂CH₃

CH₃

OH H

C*

CH₂CH₃

Wzory Fischer'a:

Te które są przed płaszczyzną rysujemy w pionie, a te które są za płaszczyzną w poziomie.

CH₃ CH₃

H OH OH H

CH₂CH₃ CH₂CH₃

Różnią się kierunkiem skręcenia światła spolaryzowanego:

Własności są takie same, różnią się tylko z innymi związkami chiralnymi.

Cząsteczki związku można obrócić o 180° i pozostaje tym samym izomerem. Można też obracać o 90°, ale z jedną grupą nienaruszalną i pozostaje również tym samym izomerem.

COOH COOH

H₃N H
H₃N H

M CH₃

CH₃

Nomenklatura:

CHO

H OH

CH₂OH

Ten izomer skręca światło spolaryzowane w prawo i nazwano go aldehydem D glicerynowym.

CHO

OH H

CH₂OH

Ten izomer skręca światło spolaryzowane w lewo i nazwano go aldehydem L glicerynowym.

Zasada:

Oznaczenia absolutnej konfiguracji przestrzennej: Cahn, Prelog, Ingold.

Ustala się ważność poszczególnych podstawników przy chiralnym atomie węgla biorąc pod uwagę liczby atomowe pierwiastków związanych z chiralnym atomem węgla.

Halogeny:

I > Br > Cl > S > F > OH > N > C > H

Jeżeli są dwie grupy alkilowe, to bierze się pod uwagę ten drugi węgiel, czy jest związany z ważniejszym pierwiastkiem:

- CH₃

- CH₂CH₃

Jeżeli mamy grupę karboksylową, to traktujemy to jakbyśmy mieli dwie grupy OH.

╲

C = O

II

C - OH

╲

O - H

Pierwiastek najmniej ważny ustawia się najdalej od patrzącego.

CH₃OH

l H

C*

CHO OH

R - rectus - w prawo (zgodnie ze wskazówkami zegara;

S - simster - w lewo.

Jeżeli w cząsteczce jest więcej chiralnych atomów węgla, to ilość izomerów wynosi:

2ⁿ

CHO CHO

H ^* OH OH H

OH ^* H H OH

CH₂OH CH₂OH

( - ) teoza (+) teoza

są do siebie enancjomerami

CHO CHO

H ^* OH OH H

H ^* OH OH H

CH₂OH CH₂OH

( - ) eryteoza (+) eryteoza

są do siebie enancjomerami

Związek może posiadać dwa chiralne atomy węgla, jak np.: w kwasie benzoesowym.

Izomery poligodialu

Lustro

CHO CHO

CHO CHO

H H

( - ) poligodial (+) poligodial

Preparat na mszyce; Bardzo trujący

Izomery ipendiolu

H OH OH H

( - ) ipendiol (+)ipendiol

Feromony wytwarzane przez chrabąszcze - lecz w innych częściach świata!!!

Izomery optycznie czynne:

Rozdział polega na reakcji z innym chiralnym związkiem. Bowiem reaktywność z innymi związkami powoduje powstanie produktów, które są nieidentyczne pod względem fizycznym i które można rozdzielić:

R - kwas + R zasada
R - kwas

R, S - kwas + R - zasada

S - kwas + R zasada
S - kwas

Na tym etapie można oddzielić te dwa związki od siebie na drodze krystalizacji lub rozdziału kolumny, a następnie przeprowadzić hydrolizę tych soli.

Reakcje chemii organicznej:

Reakcje jonowe i rodnikowe:

Reakcje jonowe - rozpad heterolityczny, tj.: taki, podczas którego oba elektrony pozostają przy tym samym fragmencie cząsteczki:

A : B → A + :B heteroliza

Reakcje rodnikowe - rozpad homolityczny, tj.: taki, podczas którego każdy z dwóch elektronów wiązania kowalencyjnego pozostaje przy innym fragmencie cząsteczki.

A : B → A^* + _*B homoliza

Reakcji rodnikowych jest w chemii znacznie mniej niż reakcji jonowych. Wymagają bądź działania światła lub wysokiej temperatury. W przemysłowych zastosowaniach jest szereg reakcji, w których wykorzystuje się reakcje rodnikowe.

homos - ten sam;

heteros - różny;

lysis - rozpuszczenie.

Reakcje jonowe:

1. Reakcje, w których jeden z reagentów dostarcza pary elektronów, a drugi reagent ma dostępny niezapełniony orbital:

I I

A + Y - → A - Y -

I I

2. Reakcje polegające na rozerwaniu wiązania:

I

A + Y - → A - Y -

I

Takich reakcji spotykamy stosunkowo niewiele.

3. Reakcje podstawienia, zwane reakcjami substytucji:

Podział tych reakcji jest uzależniony od tego, który z reagentów uważamy za substrat, a który nie. Czynnik atakujący decyduje o tym, czy mamy podstawienie elektrofilowe czy nukleofilowe.

• Podstawienie nukleofilowe:

A - X + Y → A - Y + X

czynnik atakujący

Czynnik nukleofilowy, to taki odczynnik, który jest szczególnie przyciągany do tego miejsca w cząsteczce, gdzie jest mniejsza gęstość elektronowa.

• Podstawienie elektrofilowe - ma miejsce wtedy, gdy czynnikiem atakującym jest elektrolit, czyli układ posiadający niezapełniony orbital; może być również obdarzony ładunkiem dodatnim.

Elektrolit - taki odczynnik, który posiada powinowactwo do tego momentu w cząsteczce, gdzie gęstość elektronowa jest duża.

A - X + Y → A - Y + X

czynnik atakujący

4. Reakcje przyłączenia do wiązania podwójnego lub potrójnego, zwane reakcjami addycji:

• Przyłączenie nukleofilowe

Y W Y

I I I

A = B + Y - W → A - B
A - B

czynnik atakujący

• Przyłączenie elektrofilowe

Y W Y

I I I

A = B + Y - W → A - B
A - B

czynnik atakujący

• Przyłączenie równoczesne

W - Y W Y

I I

A = B → A - B

5. Reakcje eliminacji polegające na równoczesnym oderwaniu dwóch atomów lub dwóch grup atomowych - może być równoczesne lub nierównoczesne - i powstaniu wiązania wielokrotnego (podwójnego lub potrójnego):

W Y

I I

A - B → A = B + W + Y

6. Reakcje przegrupowania polegające na tym, że następuje przemieszczenie się grupy z jednego miejsca w cząsteczce do innego, najczęściej grupa przemieszczające się przenosi się z parą elektronową:

W W

I I

A - B → A - B

Przegrupowanie:

• wewnątrzcząsteczkowe - w obrębie jednej cząsteczki;

• międzycząsteczkowe.

7. Reakcje będące połączeniem dwóch lub więcej rodzajów reakcji wyżej wymienionych.

Reakcje jonowe:

1. Reakcje podstawienia rodnikowego - na cząsteczkę AB działamy rodnikiem i powstaje AY oraz wydziela się rodnik B:

A - B + Y* → A - Y + B*

2. Reakcje addycji rodnikowej - przyłączenia do wiązania podwójnego lub potrójnego:

W Y W

I I I

A = B + Y - W → A* - B + Y - W → A - B + W*

Pozostaje po 1 elektronie

W - Y

Przemieszcza się 1 elektron

3. Reakcje przegrupowań:

W W

I I

A* - B → A - B*

4. Reakcje połączeń dwóch lub więcej typów reakcji.

Utlenienie - są to reakcje, gdzie następuje zmniejszenie gęstości elektronowej na atomie węgla poprzez utworzenie wiązania:

C - O

C - N

C - X

z pierwiastkiem bardziej elektroujemnym od atomu węgla, lub zerwanie wiązania:

C - H.

Redukcja - są to reakcje, gdzie następuje zwiększenie gęstości elektronowej wokół atomu węgla poprzez utworzenie wiązania:

C - H

lub zerwanie wiązania:

C - O

C - N

C - X.

Przykłady:

CH₄ + Cl₂
CH₃Cl + HCl

Reakcja podstawienia rodnikowego;

CH₃Cl
CH₄

Reakcja redukcji;

CH₂ = CH₂ + Br₂ → CH₂ - CH₂

I I

Br Br

Reakcja przyłączenia;

Reakcja utlenienia;

CH₂ = CH₂ + H₂ → CH₃ - CH₃

Reakcja redukcji;

CH₂ = CH₂ + H₂O → CH₃ - CH₂OH

Reakcja addycji;

Ani utlenienia, ani redukcji;

Poziomy utlenienia niektórych pospolitych związków organicznych:

CH4	H2C = CH2	HCCH	―	―
―	CH3OH	H2C = O	HCOOH	CO2
―	CH3Cl	CH2Cl2	CHCl3	CCl4
―	CH2NH2	H2C = NH	HCN	―
Niski poziom utlenienia				Wysoki poziom utlenienia

Reaktywność alkanów- z uwagi na obecność tylko wiązań s C - C i C - H i to wiązań dość silnych reaktywność alkanów jest znikoma. Są to związki bierne chemicznie. Ulegają niewielkiej grupie reakcji i to najczęściej reakcji o charakterze rodnikowym albo pod wpływem światła, albo też w wysokiej temperaturze.

Substytucja rodnikowa dla alkanów:

• Chlorowanie metanu - działanie na metan chlorem, przeprowadzamy pod wpływem światła lub w wysokiej temperaturze 250 - 400ºC.

CH₄ + Cl₂
CH₃Cl + HCl
CH₂Cl₂ + HCl
CHCl₃ + HCl
CCl₄ + HCl

Jeżeli mamy nadmiar Cl, to reakcja nie zatrzymuje się na pierwszym etapie tylko prowadzi do powstania CCl₄.

Trzy podstawowe etapy:

1. Inicjacja - zapoczątkowanie reakcji - wymaga rozerwania wiązania Cl -Cl:

Cl - Cl
2Cl*

Powstają rodniki chlorowe.

2. Propagacja - kontynuowanie reakcji - bogate w wolne elektrony rodniki dążą do pobrania elektronów od innych cząsteczek:

Cl* + Cl - Cl → Cl - Cl + Cl*

Cl* + Cl* → Cl₂

Cl* + CH₄ → HCl + CH₃*

3. Terminacja - zakończenie reakcji:

CH₃* + Cl - Cl → CH₃ - Cl+ Cl*

Przedłuża reakcję

CH₃* + CH₃* → CH₃ - CH₃

Reakcje mało prawdopodobne

CH₃* + Cl* → CH₃Cl

H = +4 (+1) CH₃* + HCl

CH₄ + Cl

CH₄ + Cl* → CH₃* + HCl

Postęp reakcji

Zmiany energii potencjalnej w miarę postępu reakcji; reakcje cząsteczki metanu z atomem chloru.

Cząsteczki muszą posiadać określoną energię.

Energia aktywacji - najmniejsza ilość energii, które muszą mieć cząsteczki przy zderzeniu, żeby reakcja mogła przebiegać, źródłem jest energia potencjalna. Muszą być właściwie zorientowane w przestrzeni, muszą mieć właściwą orientację. Każda reakcja wymaga zderzeń cząsteczek o dostatecznej energii i właściwie zorientowanej.

Substraty reakcji → stan przejściowy → produkty reakcji

Efekt energetyczny, jaki podajemy w reakcji, to efekt między stanem początkowym a końcowym. W tym stanie przejściowym cząsteczki są wtedy gdy następuje częściowe rozerwanie i powstawanie nowych wiązań.

H H H

C - H + Cl* → C*^δ----H------Cl* ^δ → C ^e + HCl

H H H

H H H

sp³ a sp² sp²

hybrydyzacja pośrednia

Stan przejściowy - jest nietrwałą strukturą skupiającą atomy substratów i produktów posiadające energię aktywacji, energia ta może być duża lub mała. Jeżeli jest duża, to stan przejściowy różni się znacznie od stanu wyjściowego, a jeżeli energia aktywacji jest mała, to stan przejściowy mało różni się od stanu wyjściowego.

A------B----C

A----B------C

A - B C

substraty

A B - C

produkty

Postęp reakcji

Zmiany energii potencjalnej w miarę postępu reakcji; reaktywność i tworzenie się stanu przejściowego.

y

z

x

y

3 - metylopentan

1 - chloropentan

2 - chloropentan

n - heksan

2 - metylopentan

x

z

- + - +

- + - +

- + - +

Eter etylowy C₂H₆O

Alkohol etylowy C₂H₅OH (izomer eteru etylowego)

Mają lukę elektronową

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

**

reakcja łatwa

reakcja trudna

Stan przejściowy osiągnięty późno

Stan przejściowy osiągnięty wcześnie

Energia potencjalna

E_akt = 17 (4)

Energia potencjalna

---