isos - taki sam meros -częśwanda_kosinska.users.sggw.pl/wnoz/Wyklad_2.pdf · 1 Izomeria isos - taki sam meros-części Izomery –związki, które zawierajątakąsamąliczbęi rodzaj

1

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.C6H12O6 - np. glukoza, fruktoza , galaktoza

C3H6O3 – np. aldehyd glicerynowy i kwas mlekowyC3H6O – propanal, propanon, alkohol allilowy

2

Izomeria

konstytucyjna przestrzenna(strukturalna) (stereoizomeria)

związki różnią siękolejnością i sposobem połączenia atomów

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

atomy różniepołączone ze sobą

te same atomytak samo połączone

3

Izomeria konstytucyjna :– izomeria szkieletowa

(różne szkielety węglowe ta sama grupa funkcyjna)

wszędzie alkohol 1o

grupa OH przyłączona do –CH2-

C C C C C C OH C C C C CC

OH C C C CC

COH

4

Izomeria konstytucyjna :– izomeria szkieletowa

(różne szkielety węglowe ta sama grupa funkcyjna)

butan 2-metylopropan

cykloheksan metylocyklopentan 1,3-dimetylocyklobutan

C4H10

C6H12

5

Izomeria konstytucyjna :

-izomeria pozycyjna(ten sam szkielet węglowy

różne położenie tej samej grupy funkcyjnej)

1-heksanol 2-heksanol 3-heksanol

C C C C C C OH C C C C C COH

C C C C C COH

6

C5H11Br

3-bromopentan

5 4 3 2 1CH3CH2CH2CH2CH2Br

1-bromopentan

Br

2345 1CH3CH2CH2CHCH3

Br2-bromopentan

Br

2345 1CH3CH2CHCH2CH3

Br

Br

7

5 4 3 21

Cl OHOHCl

54 3 2 1

C5H11ClO

6 5 4 3 2 1

65 4 3 2

1

O

OC6H12O

2-heksanon 3-heksanon

5-chloropentan-1-ol 3-chloropentan-1-ol

8

Izomeria konstytucyjna :

-izomeria grup funkcyjnych( różne grupy funkcyjne)

CH3CH2OH CH3OCH3alkohol eter

CH3CH2CHO CH3COCH3

aldehyd keton

HCOOCH3CH3COOHkwas ester

9

Mamy wzór sumaryczny C6H14ONarysujmy izomery konstytucyjne odpowiadające temu wzorowi:

a) szkieletoweb) pozycyjnec) 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) =

gdzie C oznacza liczbę atomów węgla we wzorze związkuN oznacza liczbę atomów azotuI oznacza liczbę wszystkich (łącznie) atomów jednowiązanych,

czyli tworzących jedno wiązanie (są to wodór H i chlorowce Cl, F, Br, I)

2 + 2C + N - I

2

10

Dla związku o wzorze sumarycznym C6H14O

n =

Jeżeli stopień nienasycenia wynosi 0to znaczy, że między atomami w tym związku występują

tylko wiązania pojedyncze i nie ma w nim układów cyklicznych.

Określenie izomery oznacza, że są przynajmniej dwazwiązki o tym samym wzorze sumarycznym.

2 + 2C + N - I

2

2 + 2 x6 + 0 - 14

2=

2 + 12 - 14

2= = 0

11

Izomery szkieletowe dla związku o wzorze sumarycznym C6H14O

6

5

4

3

2

1OH

5 4 3

2

1OH

5 43 2

1OH

5 4 3 2 1OH

OH OHOH12

34

Wszystkie te izomery posiadają grupę OH na końcu łańcucha połączoną z grupą CH2 .

Są to 1o alkohole

Dla alkoholu 1o

12

Izomery pozycyjne dla związku o wzorze sumarycznym C6H14OSą to izomery różniące się położeniem grupy funkcyjnej, ale posiadające ten sam szkielet węglowy, czyli:

OH12345

6OH

123456OH

12345

6

I II III

1-heksanol 2-heksanol 3-heksanol

13

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

OH

OH

OH

14

Jeżeli jednak narysujemy różne szkielety węglowe i różnie umieścimy grupę funkcyjną –OH, to otrzymamy izomery,

które będą równocześnie izomerami szkieletowymi i pozycyjnymi.

OH

OH

1234

56

1

2

3

4

łańcuch 4-o węglowyrozgałęziony

grupa –OH przy C12,2-dimetylo-1-butanol

łańcuch 6-o węglowynierozgałęziony

grupa –OH przy C33-heksanol

15

Narysowane izomeryczne etery, są względem siebie izomerami pozycyjnymi

Izomery grup funkcyjnych dla związku o wzorze sumarycznym C6H14O

eter alkohol

każdy z 3 eterów jest izomerem alkoholu

OHO

O

O

16

Związek o wzorze sumarycznym C5H10O

Najpierw stopień nienasycenia:

n =

Stopień nienasycenia = 1 oznacza, że w związku występuje albo jedno wiązanie

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

2 + 2C + N - I

2=

2

2 + 2 x5 + 0 - 10 2 + 10 - 10

2= = 1

17

Ponieważ podwójne wiązanie może występowaćpomiędzy atomami węgla C=C

lub pomiędzy węglem a tlenem C=Omożliwe 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

CH2 CHCH2CH2CH2OH

C5H10O

przykładowy nienasycony alkohol

CH2 CHCH2 O CH2CH3 przykładowy nienasycony eter

przykładowy nasycony alkohol zawiera układ cykliczny

O

przykładowy nasycony eter zawiera układ cykliczny

CH3CH2CCH2CH3

OCH3CH2CH2CH2CHO

przykładowy aldehyd przykładowy keton

związki karbonylowe

CH2OHx

19

Dla każdego z narysowanych związków można napisać wzoryprzynajmniej jednego izomeru szkieletowego i izomeru

pozycyjnego.

Wszystkie natomiast napisane związki są w stosunku do siebie izomerami grup funkcyjnych

CH2 CHCH2CH2CH2OH CH2 CHCHCH2OHCH3

Izomery szkieletowe:

Izomery pozycyjne:

CHCHCHCH3OH

CH2CH2 CHCH2CH2CH2OH

20

Izomeria przestrzenna:

- izomeria geometryczna

( w wyniku zahamowania rotacji wokół wiązania węgiel - węgiel)

np.: w cykloalkanach (C-C) – izomeria cis- ; trans-

cis- trans-

BrBr

Br

Br

w alkenach (C=C) – izomeria E, Z

CCH3

HC

CH3

HC

CH3

HC

H

CH3

E Z

21


-izomeria optyczna

(wynikająca z przestrzennej tetraedrycznej konfiguracji atomu węgla sp3 ) – izomeria R, S.

COOH

HOH

CH3

C C

COOH

H3C OHH

R S

22


-izomeria konformacyjna

(wynikająca z rotacji wokół wiązania C-C)

CH3

CH3 CH3

CH3

CH3

CH3

rotacja wokół C2-C3 w butanie

konformerycykloheksanu Cl

Cl

23

Budowa związków organicznych a ich wybrane właściwości fizyczne.

Omawiając poszczególne klasy związków należy zwrócićuwagę nie tylko na ich reakcje, lecz również na ich właściwości fizyczne, stan skupienia, temperatura 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).

24

Budowa związków organicznych a ich wybrane właściwości fizyczne.

Oddziaływania międzycząsteczkowe

siły Van der Waalsa (dipol chwilowy-dipol indukowany)oddziaływania dipol-dipolwiązania wodoroweoddziaływania jon – dipoloddziaływania jon-jon

wzrost

siły oddziaływań

międzycząsteczkowych

25

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 – sąprzyczyną powstawania chwilowych dipolipowstające 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.


26

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


dipolchwilowy

dipol indukowany

27

2. Oddziaływania dipol – dipolOddziaływania trwały dipol- trwały dipol są silniejsze od

oddziaływań van der WaalsaTemperatura wrzenia związków o budowie dipolowej

jest wyższa od temperatury wrzenia związków, które nie mająwiązań spolaryzowanych i nie są obdarzone momentem

dipolowym(dotyczy związków o identycznej lub zbliżonej masie molowej).

µ ≠ 0 masa molowa 58g/moltemp. wrzenia 560C

µ = 0masa molowa 56g/moltemp. wrzenia 0,50C

butanpropanonCH3CH2CH2CH3

CH3C

O

CH3

28

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 tworzązwiązki posiadające:

atom wodoru związany z atomem tlenu(np. alkohole lub kwasy karboksylowe)

oraz atomy wodoru związane z atomem azotu

(np. aminy i amidy).

29

Związek zawierający O lub N – akceptor wiązania wodorowego.

Związek zawierający O-H lub N-H – donor i akceptorwiązania wodorowego.

30

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

H2Odonor

i akceptorH

O H

H O H

H O H

wiązania wodorowe

ciecz zasocjowana

31

H

H

OH H

105o

H2O

Masa cząsteczkowa H2O = 18 g/mol t.wrz. = 100oC

C2H6 = 30 g/mol t.wrz. = - 88,6oC

32

NH3 – donor i akceptor wiązania wodorowego

N H H

H

N H

HH N

H

H

H

wiązania wodorowe

33

Związki organiczne zawierające tlen zdolne do tworzenia wiązań wodorowych

alkohole kwasy karboksylowenp. np

CH3OH HCOOHciecz zasocjowana dimery

donory i akceptory

wiązanie wodorowe

H3C O H

H3C O H

CHO

HOHC

O

OH

wiązanie wodorowe

wiązanie wodorowe

34

Masa cząsteczkowa CH3OH = 32 g/mol t.wrz. = 67oC

C2H6 = 30 g/mol t.wrz. = - 88,6oC

ciecz zasocjowana

CH3OHdonor i akceptor

wiązania wodorowego

OCH3 H

OH CH3

OCH3 H

OCH3 H

OH CH3

OCH3 H

OH CH3

OH CH3

35

Związki organiczne zawierające azot w cząsteczce tworzące wiązania wodorowe

Aminy RNH2 – donory i akceptorynp. CH3NH2 metyloamina

N H H

N H

HN

H

H

wiązania wodoroweH3C

H3CCH3

36


N H

N H N

CH3

wiązania wodoroweH3C

H3CCH3

CH3

CH3

H

Aminy R2NH - donory i akceptorynp. (CH3)2 NH dimetyloamina

37


Aminy R3N - akceptory wiązania wodorowego

np. trimetyloamina (CH3)3 N - nie tworzy wiązańwodorowych między swoimi cząsteczkami (gdyż nie posiada atomów wodoru związanych z atomem azotu) ale może być

akceptorem wiązania wodorowego

CH3 OH

N CH3

CH3CH3

donor

akceptor

38


Amidy RCONH2 - donory i akceptorynp. HCONH2 metanoamid (formamid)

HCO

NH

HCH

NH

H

O

wiązanie wodorowe

39

Wiązania wodorowe między różnymi cząsteczkami

CH3OH + NH3

OH CH3

OH CH3

NHHH

NH

HH N

HH

HN

HH

H

NHHH

OCH3 H

OH CH3

OCH3 H

OH CH3

OH CH3

NHHH

OCH3 H

NH

HH

40

Wiązania wodorowe między różnymi cząsteczkami

CH3OH + NH3 + H2O

OH CH3

OH CH3

NHHH

NH

HH

OH H

OH H

OH CH3

NH

HH

NH

HH

OH H

OH CH3

OH H

Wszystkie te wiązania występują w roztworze.

41

CH3COOH HCOOCH3kwas octowy mrówczan metylu(kwas etanowy) (metanian metylu)tworzy wiązania wodorowe nie tworzy wiązań wodorowych

(brak atomów H związanych z atomem tlenu)

donor i akceptor tylko akceptoroba związki - ta sama masa molowa 60 g/mol

izomery grup funkcyjnycht.w. 118,5 0C t.w. 31,5 0C

Porównanie temperatury wrzenia związkówzdolnych i niezdolnych do tworzenia wiązań wodorowych

(między tymi samymi cząsteczkami)

42

CH3CH2COOH CH3COOCH3kwas propanowy octan metylu (etanian metylu)tworzy wiązania wodorowe nie tworzy wiązań wodorowychdonor i akceptor tylko akceptor

oba związki ta sama masa molowa 74 g/molizomery grup funkcyjnych

t.w. 141 0C t.w. 57,5 0C


43

CH3CH2CH2CH2OH CH3CH2OCH2CH3

1-butanol eter dietylowytworzy wiązania wodorowe nie tworzy wiązań

wodorowychdonor i akceptor tylko akceptor

oba związki ta sama masa molowa 74 g/molizomery grup funkcyjnych

t.w. 118 0C 34,50C


44

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 MNaCl = 58,5 g/mol t.t. = 801oC t.w. = 1413oC)

wiąże się to z faktem, że podczas przemian fazowych zachodzi konieczność przezwyciężenia bardzo silnych oddziaływań

elektrostatycznych między istniejącymi w sieci krystalicznej jonami.

C4H10 wiązania kowalencyjne i oddziaływania van der Waals’a

Mbutan = 58 g/mol t.t. = -138oC t.w. = 0,5oC

45

5. Oddziaływania jon – jonDominująca większość związków omawianych w

kursie chemii organicznej ma budowę niejonową. Do substancji organicznych o budowie jonowej

można zaliczyć:sole kwasów organicznych sole zasad organicznych , czyli amin sole wewnętrzne tzw. „zwitterjony” czyli aminokwasy

sole kwasów organicznych

CH3COO Naoctan soduetanian sodu

sole amin

CH3CH2NH3 Clchlorowodorek

etyloaminy

H2NCH2COOHaminokwas

H3NCH2COO

bardziej prawidłowy zapis

46

Węglowodory nierozgałęzioneCH4 C2H6 C3H8 C4H10 C5H12 C6H14

-162 -89 -42 +0,5 +36 +69temp. wrzenia (0C)

wzrost temperatury wrzenia

Powyższa prawidłowość dotyczy wszystkich związków o tej samej grupie funkcyjnej należących do tego samego szeregu

homologicznego

CH3Cl CH3CH2Cl CH3CH2CH2Cl CH3CH2CH2CH2Clwzrost temperatury wrzenia

CH3OH CH3CH2OH CH3CH2CH2OH CH3(CH2)2CH2OHwzrost temperatury wrzenia

47

Analogicznie na wzrost temperatury wrzenia wpływa wprowadzenie zamiast kolejnych atomów wodoru atomów

pierwiastka o większej masie atomowej

CH4 CH3Cl CH2Cl2 CCl4


Taki sam efekt wywołuje zastąpienie pierwiastka o mniejszej masie atomowej pierwiastkiem o większej masie

atomowej

CH4 CH3Cl CH3Br CH3I


48

Zasada generalna –w danej klasie związków w miarę wzrostu masy molowej

(wynikającej ze wzrostu długości łańcucha węglowego,

lubzastąpienia atomu chlorowca o niższej masie atomowej atomem chlorowca o wyższej masie atomowej,

lub teżzastępowania kolejnych atomów wodoru w łańcuchu węglowym przez atomy o wyższej masie atomowej )

rośnie temperatura wrzenia.

49

Wpływ rozgałęzienia łańcucha węglowego na temperaturę wrzenia

C5H12 masa molowa 72 g/molIzomery:

+ 36 +28 +9

temp. wrzenia (0C)

Im bardziej rozgałęziony szkielettym niższa temperatura wrzenia

50

C4H9OH masa molowa 74 g/mol

1-butanol

OH

2-metylo-2-propanol

OH

temp.wrzenia +1180 C temp.wrzenia +830 C

Im bardziej rozgałęziony szkielettym niższa temperatura wrzenia

CH3CH2CH2CH2OHC CH3

CH3

OHCH3

51

Rozgałęzienie łańcucha węglowego dla związków należących

do tej samej klasy i o tej samej masie molowej (czyli dotyczy izomerów szkieletowych)

powoduje obniżenie temperatury wrzenia.

52

butan propanon 1- propanol kwas etanowymasa molowa58 g/mol 58 g/mol 60 g/mol 60g/mol

Siły dipol wiązanie wiązanieVan der Waalsa wodorowe wodorowe

t.wrz.0,5 oC 56 oC 97 oC 118,5 oC


(masy molowe zbliżone - istotne różnice temperatur wrzenia)

Przykłady wpływu budowy związków na temperaturę wrzenia

53

Rozpuszczalność

Substancje mieszają się ze sobą całkowicie lub też substancja rozpuszczana rozpuszcza się w rozpuszczalniku, jeżeli suma

międzycząsteczkowych oddziaływań przyciągającychpo 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, ponieważsiły przyciągające van der Waalsa działają w obu przypadkach

zarówno przed, jak i po zmieszaniu.

54

Ani heksan ani benzen nie rozpuszczają się w wodzie, bo gdyby to nastąpiło (rozpuszczenie), pewna liczba wiązań

wodorowych między cząsteczkami wody musiałaby zostaćutracona, 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 -CH2OH, -COOH (hydrofilowego – tworzenie wiązań wodorowych)

i efekt : nierozpuszczalnego” końca –CH2(CH2)nCH3hydrofobowego

55

ładunek formalny = liczba elektronów

walencyjnych w wolnymatomie

liczba elektronówwalencyjnych w atomie

związanym_

ładunek formalny =liczba elektr. walencyjnych – liczba wiązań – liczba elektronów niewiążących

Ładunek formalny

Liczba elektronów walencyjnych dla pierwiastków od grupy 13= numer grupy - 10

56


C – grupa 1414 – 10 = 4 elektrony walencyjne

C 4 – 3 - 0 = +1 C

C 4 – 3 – 1 = 0

C 4 – 3 – 2 = -1 C

C

C C C C

4 – 4 = 0

57

N 5 – 4 = +1

NH HH

HNH4

+

N

(CH3)4N Br BrNCH3 CH3CH3

CH3

N – grupa 1515 – 10 = 5 elektronów walencyjnych


58

5 - 3 - 2 = 0N

x

x

NH3 NH HH

x

(CH3)3N NCH3 CH3CH3



59

5 - 2 – 4 = -1 NNx

NH2 (CH3)2N


jon amidkowy jon dimetyloamidkowy


60

5 - 3 - 2 = 0

x

NNx

NCH3 C(CH3)2 xN CCH3NCH3 O



61

N N N

5 – 4 - 0 = +1

N N N



62

6 - 2 - 4 = 0

O 6 – 2 – 4 = 0

CCH3

CH3O

x

Ox

OCH3 CH3OCH3 HOH H

O – grupa 1616 – 10 = 6 elektronów walencyjnych


63

O 6 – 3 – 2 = +1 O

CCH3

CH3O H



64

6 – 3 – 2 = +1 O

OH HH

H3O+

OCH3 HH

CH3OH2+ OCH3 CH3

H

x

O



65

x

O 6 – 1 – 6 = -1 O

HO- OH

CH3O- OCH3



66

7 – 1 – 6 = 0


Br– grupa 1717 – 10 = 7 elektronów walencyjnych

Br

x

Br

x

7 – 2 – 4 = +1 Br

x

67

REZONANS

CO32-

Jak rysować strukturę CO32- ?

Liczymy łączną ilość elektronów walencyjnych:

C 4 elektrony walencyjne

O 6 elektronów walencyjnych

Ładunek 2- czyli 2 elektrony

W sumie 4 + (3 x 6) +2 = 24 elektrony czyli 12 par elektronowych

Łączymy atomy pojedynczymi wiązaniami:

CO

OO

68

CO

OO

Zużyliśmy 3 pary zostało nam 9 par.

Jak z regułą oktetu?

C ma tylko 6 elektronów.

Dodajmy jedno wiązanie:

C ma teraz wokół siebie 8 elektronów.

Zużyliśmy 4 pary, zostało nam 8 par i umieszczamy je na tlenach tak aby spełniona była reguła oktetu:

CO

OO

CO

OO

69

CO OO

REZONANS

COOO

COOO

CO32-

CO OO 1

2

3

CO OO ładunek na O (3) = 6 - 1 - 6 = -1

ładunek na O (2) = 6 - 1 - 6 = -1ładunek na O (1) = 6 - 2 - 4 = 0

70

COOOCO O

O COOO

Wszystkie te struktury są w rzeczywistości równocenne.

Żaden ze wzorów strukturalnych Kekulégo jonu węglanowego nie jest sam w sobie poprawny.

Prawdziwy wzór strukturalny jest wypadkową tych trzech wzorów.

Te wzory strukturalne Kekulégo noszą nazwę struktur rezonansowych lub struktur mezomerycznych.

Mówimy, że jon węglanowy jest hybrydą rezonansową trzech struktur rezonansowych.

REZONANS

71

Wzajemną relację między wszystkimi strukturami rezonansowymi zaznacza strzałka z dwoma grotami

wstawiona między nimi, a wszystkie wzory (struktury) ujmuje się w nawias kwadratowy.

COOOCO O

O COOO

72

COOOCO O

O COOO

Jedyna różnica pomiędzy strukturami rezonasowymipolega na różnym rozmieszczeniu elektronów wiązania

podwójnego (π) i elektronów niewiążących.Same atomy znajdują się dokładnie w tych samych

miejscach we wszystkich strukturach.Nie zmienia się układ wiązań pojedynczych.

Nie można rozdzielać par elektronowych, jeżeli w strukturze Lewisa nie było niesparowanych elektronów,

czyli struktura ta nie była rodnikiem.Nieprawdopodobna jest struktura, w której sąsiadują zesobą dwa jednoimienne ładunki (np. + obok +)

73

COOOCO O

O COOO

CO OO

CO OO

Każda struktura rezonansowa musi być zgodna ze wzorami Lewisa (Kekulégo) (musi spełniać zasady walencyjności).

6 el. na C 10 el. na C

CO OO CO O

O

74

COOOCO O

O COOO

Indywidualne struktury rezonansowe nie są realne, lecz urojone. Prawdziwa struktura cząsteczki jest hybrydą rezonansową

różnych struktur.Struktury rezonansowe nie muszą być równocenne.

Bardziej trwałe są struktury o większej liczbie wiązań.Gdy struktury nie są równocenne rzeczywista struktura hybrydy

jest bardziej zbliżona do struktury o najniższej energii.Ogólnie, im więcej struktur rezonansowych tym większa

stabilizacja.Hybryda rezonansowa jest trwalsza (ma niższą energię) niż

jakakolwiek pojedyncza struktura rezonansowa.Rezonans prowadzi do wzrostu trwałości układu.

75

struktura bardziej prawdopodobnazawiera więcej wiązań

ta struktura nie jest możliwa„rozparowano elektrony”

CH2 CH CH CH2 CH2 CH CH CH2

CH2 CH CH CH2 CH2 CH CH CH2

76

Zdelokalizowane wiązania π

3 lub więcej przylegających do siebie orbitali p może się nałożyć, tworząc zbiór orbitali molekularnych, w których pary elektronowe są rozdzielone między więcej niż dwa atomy.W ten sposób tworzą się „zdelokalizowane” wiązania π.Np. anion mrówczanowy można przedstawić jako

CO

OH C

O

OH

ale najlepiej przedstawia go wzór

H C OO

2 zdelokalizowane pary elektronów w obrębie 3 atomów

C-O 0,14nm C=O 0,12nm ; w anionie oba 0,13nm

77

W benzenie C6H6 6 orbitali p tworzy 3 zdelokalizowane orbitale wiążące,

przy czym każdy z nich jest zajęty przez 1 parę elektronową.Sumaryczny rozkład gęstości elektronowej przypomina

podwójny obwarzanek:

78

Jeżeli delokalizacja jest wystarczająco rozległa (długi układ wiązań sprzężonych )

Związek uzyskuje zdolność absorpcji energii świetlnej w obszarze widzialnym i staje się związkiem barwnym

β-karoten

sprzężony układ wiązań podwójnych

79

para elektronów 1 elektronstrzałka strzałka

z pełnym grotem z półgrotem

Rysowanie struktur rezonansowych i mechanizmów reakcji.Zakrzywione strzałki

wskazują kierunek przemieszczania się elektronówod miejsca początkowego: elektrony π ( wiązania wielokrotne)niewiążące pary elektronowe (wolne pary )pojedynczy niesparowany elektronwiązanie σ

do końcowej lokalizacji: elektroujemny atomatom z luką elektronowąatom z ładunkiem dodatnim

80

1. Niewiążąca para elektronowa do sąsiadującego wiązania

A A

2. Wiążąca para elektronowa π do sąsiadującego atomu

AA

3. Wiążąca para elektronowa π do sąsiadującego wiązania

AA

Rysowanie struktur rezonansowych

81

COOOCO O

O COOO

82

NO3- N 5e

3xO 3x6= 18eładunek (-) 1eΣ 24e = 12 par

NO

OO N

O

OO N

O

OO

N

O

O

O

83

Kation allilowy CH2=CH-CH2+ powstały z propenu

CH2=CH-CH3 poprzez oderwanie anionu H-

CH2 CH CH2CH2 CH CH2 x

84

Kation guanidynowy - powstały przez protonowanie guanidyny

CH2NNH2

NH2CH2N

NH2

NH2CH2N

NH2

NH2

guanidyna

CHNNH2

NH2+ H+ CH2N

NH2

NH2

x

kation guanidynowy

85

NCH3

CH3

Cl

Rezonans występuje tylko w tych cząsteczkach lub fragmentach cząsteczek, które są płaskie.Wymaga tego możliwość nakładania się orbitali,

umożliwiająca delokalizację wiązań.

NCH3

CH3

Cl

NCH3

CH3

Cl

NCH3

CH3

Cl

86

O

NOO

O

NOO

O

NOO

O

NO2

O

NOO

O

NOO

para-nitrofenol – anion fenolanowyOH

NO2

87

O

NOO

O

NOO

O

NOO

O

NOO

O

NOO

Dla I, II. III i V dodatkowe struktury rezonansowe grupy nitrowej.

Łącznie 9 struktur rezonansowych.

I II III IV V

NOO

NOO

88

CH3 O CH CH CH2

CH3 O CH CH CH2CH3 O CH CH CH2 CH3 O CH CH CH2

CH3 O CH CH CH2 CH3 O CH CH CH2

Documents

isos - taki sam meros -częśwanda_kosinska.users.sggw.pl/wnoz/Wyklad_2.pdf · 1 Izomeria isos - taki sam meros-części Izomery –związki, które zawierajątakąsamąliczbęi rodzaj