slide1 n.
Download
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
Szerves vegyületek dipolusmomentuma, polározottsága PowerPoint Presentation
Download Presentation
Szerves vegyületek dipolusmomentuma, polározottsága

Loading in 2 Seconds...

play fullscreen
1 / 84

Szerves vegyületek dipolusmomentuma, polározottsága - PowerPoint PPT Presentation


  • 137 Views
  • Uploaded on

Szerves vegyületekben előforduló kötéstípusok. sp3, sp2, sp hibridizáció. H. H. C. H. H. Kötéshossz és kötési energia. Szerves vegyületek dipolusmomentuma, polározottsága. Elektonhéjak felépülésének törvényei.

loader
I am the owner, or an agent authorized to act on behalf of the owner, of the copyrighted work described.
capcha
Download Presentation

PowerPoint Slideshow about 'Szerves vegyületek dipolusmomentuma, polározottsága' - brasen


An Image/Link below is provided (as is) to download presentation

Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript
slide1

Szerves vegyületekben előforduló kötéstípusok

sp3, sp2, sp hibridizáció

H

H

C

H

H

Kötéshossz és kötési energia

Szerves vegyületek dipolusmomentuma, polározottsága

slide2

Elektonhéjak felépülésének törvényei

  • Energiaminimumra való törekvés elve: az elektronok az atomorbitálokat a növekvő energia sorrendjében töltik be.
  • Pauli-féle tilalmi elv: egy atomon belül nem lehet két olyan elektron, amelynek mind a négy kvantumszáma azonos.

4p

3d

4s

Energia szint

3p

3s

  • Hund-féle szabály kimondja, hogy az alapállapotú elektronok olyan konfigurációt vesznek fel, amelyben a párosítatlan spínű elektronok száma maximális.

2p

2s

1s

slide4

_ ________ ________ ____________ _____________

  • Kvantummechanikai atom modell
  • Az elektron a s-típusú atompálya akár „belső akár külső” térrészében bárhol lehet, de nem azonos valószínséggel.
      • A Schrödinger egyenletben a (Ψ2) hullámfüggvény megadja annak a valószínüségét amivel adott elektron megtalálható a tér adott szegmensében.
      • AY 2 értékek három dimenziós ábrázolása eredményezi az s, p, désfpályák alakjait. A szerves kémiában jóformán csak az sésppályák játszanak fontos szerepet

Klasszikus elmélet

Bohr féle atommodell: Az elektronegy s-típusú pálya

mentén halad r = kn2, n=1,2….

A hely- és impulzusvektorok

összességének ismeretében a

„golyó előfordulási

valószínsége” a pálya

egy adott pontján megadható. Minden pálya megfelel egy energia szintnek, E = -R/n2

slide5

1s

s állapotú elektronok orbitáljai gömb alakú.

slide6

2s

2s állapotú elektron tartózkodási valószínűsége

slide8

p állapotú y tengely irányultságú elektron tartózkodási valószínűsége

z

y

x

slide9

2px

l=1 és ml=-1,0,+1

Nodal plane (csomósík): |Ψ|2=0 felület. Az elektronok átlagban távolabb vannak, mint a megfelelő s pálya estén ml=0↔pz de pxés pyesetében ml=±1.

slide12

_ ______

Px

Px

Pz

Pz

Py

Py

slide13

A szén 2p elektronjainak molekula orbitálja (MO)

      • A kvantummechanikai modell előfordulási valószínűségeket használ(Ψ2) az elektron térbeli
      • helyzetének leírására. A két atom megközelíti egymást, az atomi pályáik megközelítik egymást és átfedve molekulapályákat képeznek.
  • Az AOk pályaegyenleteinek kombinálása a molekulapályák egyenleteit adjameg. A MOk száma megegyezik a kombinálódó atomorbitálok számával (LCAO módszer).Az atomi pályafüggvények összeadása kötő molekulapályát eredményez.
  • Az atomi pályafüggvények kivonása lazító molekulapályát eredményez. Az ellentétes előjelű atomi pályák közötti kombinációból képződik. A hullámfüggvények negatívan interferálnak és egy csomósík keletkezik (Ψ= 0).
    • A két atommag között csomósík van és annak közelében úgy Ψ,mint aΨ2 (electron probability density) értékek alacsonyak. A lazító pályánál az elektronok nem tartózkodnak a két atommag között.
slide14

s-kötés kialakulása

s1s-1s

End-to-End

Overlap

s2p-1s

s2p-2p

ssp-1s

s ssp-sp

3

3

3

slide15

p-kötés kialakulása

Side-to-Side

Overlap

p2p-2p

p2p-3d

slide18

3

sp

1s

2s

2px

2py

2pz

sp3 sp3 sp3 sp3

y

Hibridizáció

Promóció

x

109.5o

z

VSEPR=valence shell electron-pair repulsion– vegyérték-elektronpár taszítási elmélet

nemkötő elektronpár > kötő elektronpár

Metán: szén atom

slide20

H

C

H

H

H

A metán Lewis szerkezete

C

H

H

H

C

H

H

VSEPR – vegyérték-elektronpár taszítási elmélet

slide22

s=Csp3+ Hs

Mindegyik C-H kötés az etánban CH3CH3, a szén sp3és a hidrogén 1s orbitáljának kombinációjával írható le. A keletkezett kötések szigma kötések (s)

slide23

C1sp3+ C2sp3

Kétszén atom között sp3 hibrid pályák hozzák létre a kötést.

slide24

s=C1sp3+ C2sp3

A kétszén atom között kombinálódott sp3 hibrid pályák szigma kötést hoznak létre, amely mentén a kötés rotációja lehetséges.

slide32

2p

Etén - sp2 hibridizáció

2s

hibridizáció

2p

pkötés

sp2

H

H

skötés

C

C

H

H

slide33

sp2 + sp2+ sp2 + pz

Az eténben található szén atom a hibridizáció után három azonos energiával rendelkező sp2 hibrid orbitállal és egy p orbitállal rendelkezik, amely magasabb energia szintet képvisel.

slide34

s=Csp2+ Hs

Mindegyik C-H kötés az eténbem CH2=CH2, a szén sp2 és a hidrogén 1s orbitáljának kombinációjával írható le, amelyből szigma kötés (s) jön létre.

slide35

s=C1sp2+ C2sp2

Szigma (s) kötést eredményez a két szén sp2 hibrid orbitáljának kombinációja.

slide36

p=C1pz + C2pz

A két C1pz + C2pzhibrid orbitálok kombinációjával egy nem tengely szimmetrikus pi (p) kötésjön létre, amely nem teszi lehetővé a C=C kötés szabad rotációját.

slide37

s

p

A C=C kettős kötést egy szigma és egy pi kötés alkotja.

slide38

2p

Etén - sp2 hibridizáció

2s

hibridizáció

2p

pkötés

sp2

H

H

skötés

C

C

H

H

slide39

sp hibridizáció

Acetilén - Etin

slide41

H

H

Etin - sp hibridizáció

2p

2s

hibridizáció

2pz

2py

π

sp hibrid

C

C

π

slide42

s= C1sp+ C2sp

Szigma (s)kötést eredményez a két szén sp hibrid orbitáljának kombinációja.

slide43

p=C1py + C2py

A két C1py + C2pyhibrid orbitálok kombinációjával egy nem tengely szimmetrikus pi (p) kötésjön létrea molekula síkja előtt és mögött.

slide44

p=C1pz + C2pz

A két C1pz + C2pzhibrid orbitálok kombinációjával egy nem tengely szimmetrikus pi (p) kötésjön létre, a molekula síkja alatt és felett.

slide45

p

p

s

A szén-szén közötti hármas kötést egy szigma és két pi kötés alkotja.

slide46

Vegyértékelektronpár taszítási elmélet (VSEPR)

  • A vegyértékhéjon levő elektronpárok úgy helyezkednek el, hogy a távolságuk maximális legyen.
  • A molekulákban a kötő és nemkötő elektronpárok a lehető legtávolabb igyekeznek kerülni egymástól.
  • A magányos (nemkötő) elektronpároktérigényei mindig nagyobbak, mint a kötő elektronpároké.
  • Ha nemkötő elektronpárral rendelkezik az egyik atom, akkor a kötésszöget mindig kisebb lesz, mintha csak kötőelektronpárok lennének a molekulában.
slide48

Szerves molekulák geometriája

Metán – sp3 hibridizáció

A molekula geometriája – tetraéderes

Kötésszög: 109.5º

Etén – sp2 hibridizáció

A molekula geometriája - trigonális planáris

Formaldehid – sp2 hibridizáció

A molekula geometriája - trigonális planáris

Etin – sp hibridizáció

A molekula geometriája - lineáris

slide49

Formaldehid – sp2 hibridizáció

A molekula geometriája - trigonális planáris

120o

2 nemkötő elektronpár

Szigma kötés

 bond

Vegyértékelektronpár taszítási elmélet (VSEPR)

slide51
Szigma kötésnek (-kötés): az a kovalens kötés, mikor a kovalens kötés a két atommag közötti tengely mentén jön létre. Két s-atompálya átfedésével, illetve két azonos p-orbitál átfedésével jöhetnek létre
  • -kötés: többszörös kovalens kötés kialakításakor a második ill. a harmadik kovalens kötés
    • a molekula alatt és felett ill. előtte és mögötte alakul ki.
    •  - kötés energiája mindig kisebb, mint az először kialakuló -kötésé.
slide52
Kötéstávolság (kötéshossz): A két atommag közötti távolság. Ma már kísérletileg meghatározottak ezek az értékek.
  • Kötésenergia: azt az energia, amely 1 mol adott kovalens kötés felszabadításához szükséges.
    • Ez az energia a potenciális energia minimumnak felel meg.
    • Minél kisebb a kötéstávolság, annál nagyobb a kötésenergia.
slide53

Kötési energia

Egyszeres kötés<Kettős kötés<Hármas kötés

slide54

Kötés távolság

Kötés távolság

hármas kötés < kettős kötés < egyszeres kötés

9.4

slide55

Szerves molekulák polaritása

A molekulák polaritását meghatározó tényezők:

  • a kovalens kötés polaritása
  • a molekula szimmetriája

A dipólus momentum vektor mennyiség, mértékegysége a debye (D).

D = C*m (Coulomb*meter)

1D = 3,34*10-30 C*m

slide56
Apoláris molekula
    • Ha a kovalens kötés apoláris akkor a molekulának nincs dipólus momentuma.
    • Ha kovalens kötés poláris és szimmetrikus molekula az azonos nagyságú de ellentétes irányítottságú dipólusmomentumok kioltják egymást, (azonos nagyságú, ellentétes irányú vektorok eredője nulla).
  • Poláris molekula:
    • Ha a poláris kötések nem szimmetrikusan helyezkednek el a molekulának lesz dipólus momentuma.
slide57

Szerves molekulák polaritása

Diklórmetán

Szén-tetraklorid

 = 1.62 D

 = 0 D

δ–

δ–

δ+

δ–

δ–

  • A klorometánban a C-H kötések kicsiny a C-Cl kötés nagy dipólusmomentummal rendelkezik, ezért a molekula eléggé poláros
  • A széntetrakloridban a négy kötés dipólusmomentumai kiegyenlítik egymást, az eredő 0 Debye
slide58

Szerves molekulák polaritása

  • A formaldehid poláros molekula, rendelkezik poláros kötéssel C=O.
slide60

Induktív polározottság

Eredete - Két különböző EN atom kovalens kötésben kötő elektronpár eltolódása.

Mértéke - Dipólusmomentum μ = e · l [Debye]

ha 1Å távolságban van egy elektronnyi negatív illetve pozitív töltés, akkor μ = 4,8 D

Mérése - Dielektromos állandó

slide61

Induktív polározottság

Induktív effektus

Egy kötésnek valamily hatásra következő polarizációja.

Lehet –I vagy +I, aszerint, hogy a szubsztituens elektronszívó, vagy elektronküldő a hidrogénhez képest.

+I O > COO > CR3 > CHR2 > CH3

-I N+R3 > CX3 > NO2 > SO3R> CHO > COR > COOH >CN>COOR > F> Cl> Br > I, ~ OR, OH, ArR

slide62

Polaritás - Induktív Effektus

-

-I Induktív effektus

+I Induktív Effektus

d+

d-

d+

d-

d+

d-

d+

d-

d+

d-

d-

d+

slide63

Electronvonzó szubsztitúensek

induktív effektus (-I)

slide64

Electronvonzó szubsztituensek

induktív effektus (-I)

slide65

Elektronküldő szubsztituensek

induktív effektus (+I)

slide66

Elektronküldő szubsztituensek

induktív effektus (+I)

slide67

Retinol (vitamin A)

Delokalizált kötések szerves vegyületekben

slide68

1,3-butadién Molekula Orbitál képe

Csomó

słkok

3

2

1

0

4* Antibonding ____

3*Antibonding ____

2 Bonding ____

1 Bonding ____

LUMO

HOMO

E

slide69

1,4-pentadién

1,3-pentadién

Rezonancia modell: 1,3-Butadién

Izolált és konjugált diének

Mivel lehet magyarázni, hogy a z 1,3-pentadién jóval stabilabb,

mint az 1,4-pentadién?

Nincs szignifikáns rezonancia

rezonancia

Pi electronok két szén atom között lokalizáltak

A p orbitálok egymást átfedve létrehoznak egy 4 szénatomra kiterjedő delokalizált Pi kötést

A molekula kevésbé stabil

Molekula stabilabb

a delokaliz ci m rt k nek sszef gg se a molekula sz n vel

Retinol (vitamin A)

Retinal

A delokalizáció mértékének összefüggése a molekula színével.

Karotinoidok

10 konjugáltp orbitál

ΔE =indigó

Szín =narancsárga

10 konjugáltp orbitál

ΔE =lila

Szín =sárga

slide72

Elektronvonzó szubsztitúensek hatása a karbonsavak aciditására

induktív effektus (-I)

R←COO-

Növelvő stabilitású anion,

Erősebb sav

slide73

Elektronküldő szubsztituensek

induktív hatása (+I) az aciditásra

R→COO-

Csökkenő stabilitású anion,

gyengébb sav

slide74

Szerves vegyületek sav-bázis karaktere

Atom méret és az aciditás

slide76

Aromás karakter

A benzol elektronszerkezetének különféle spektroszkópiai módszerekkel (UV, IR, NMR és röntgendiffrakció) igazolt pontos magyarázata Hückel nevéhez fűződik. Értelmezése szerint a molekulapálya elmélet (MO) alapján a benzol három elektronállapota a következő:

 egyetlen atommag erőterében mozgó elektronok. Ilyenek a szénatom lezárt 1s pályáján lévő elektronpárok;

 elektronpáronként két-két atommag közös erőterében mozgó elektronok, melyek a szén–szén és a szén–hidrogén közötti -kötéseket alakítják ki;

 az sp2-hibridállapotú szénatomok 2pz pályáin lévő elektronok, melyek eloszlása a -váz síkjának két oldalán koncentrálódik és ezek alkotják a molekula-elektronrendszerét.

slide77

Aromás karakter

Az elmélet alapja: a szimmetria feltételek által megengedett maximális számú atompálya azonos előjellel történő kombinációja.

Az atompályák azonos előjelű ún. kötő jellegűkombinációja energetikailag kedvezőbb, mint az ellentétes előjelű pályáké, amelyek lazító jellegűek.

A molekulapálya energiája a csomósíkok számának növekedésével nő. Az így kialakuló molekulapályák szimmetriája megfelel a molekula szimmetriaviszonyainak, vagyis a benzol szimmetria elemeire vonatkoztatva minden molekulapálya szimmetrikus vagy antiszimmetrikus.

A benzolmolekula hat szénatomjához tartozó hat pz-pálya legkedvezőbb, azaz legkisebb energiaértékű kombinációja úgy valósul meg, hogy a pz-pályák azonos fázisban lépnek kölcsönhatásba egymással, és így az elektronsűrűség minden szénatom felett és alatt azonos.

slide78

Aromás karakter

Aromacitás feltételei: planáris (sík) gyűrűs szerkezet

közel egyenlő kötéstávolságok

átlapoló pz pályák

4n+2 elektron (Hückel szabály), n = 0,1,2, stb.

Kondenzált aromás vegyületek

Aromás elektrofil szubsztitúció

slide79

Intermolekuláris kölcsönhatások

1. dipol-dipol kölcsönhatás (Keesom-féle erők)

Poláris molekulák között hat(állandó dipólus), orientációs kölcsönhatás, nagysága néhány kJ/mol,

pl.: HCl, H2S, CO, CH2Cl2.

Dipólusok jellemzése elektromos dipólusmomentummal:r vektor a + töltéstől a – felé mutat. 1D = 1/3×10–29 Cm.

slide80

δ–

δ–

δ+

δ+

Johannes Diderik van der Waals

(1837 − 1923)

Nobel-díj: 1910

2. van der Waals féle kölcsönhatás - diszperziós kölcsönhatás

A leggyengébb intermolekuláris kölcsönhatás, de mindig jelen van. Apoláris molekulák között ez az egyetlen összetartó erő.

Az elektron pillanatnyi fluktuációja polarizálja a szomszédos atomot.

Nagysága néhány tized kJ/mol, Molekulamérettel nő (X2, polarizálhatóság).

pl.: He, Ar, Cl2, CCl4 , CH4.

slide81

3. Indukciós kölcsönhatás (Debye-féle erő)

Töltéssel rendelkező részecskék (ionok, dipólusok) idézik elő, ha a

környezetükben apoláris molekulák vannak.

Dipólusos ás apoláris molekulák között lépnek fel

(állandó dipólus — indukált dipólus kh.).

Nagysága a London és a Keesom erők közötti.

Pl.: víz oldódása éterben, jód vizes oldata.

4. H-híd kötés (másodlagos kötés)

Olyan molekuláknál jöhet létre, ahol a H egy nagy elektronegativitású

atomhoz (F, O, N) kapcsolódik, és ez az elektronban elszegényedett

parciális pozitív töltésű H atom lép kölcsönhatásba egy nagy

elektronegativitású atom nemkötő elektronpárjával.

Nagysága 10-40 kJ/mol (legerősebb intermol. kh.).

Pl.: víz, etil-alkohol, HF, aminosavak, fehérjék.

slide82

Fizikai tulajdonságok — Forráspont

A nagyjából hasonló méretű molekulákat más-más nem kovalens kölcsönhatás jellemez, ami jelentősen befolyásolja a molekula halmazokat összetartó erőket és így a forráspontokat is. (pentán-van der Waals; butanal-dipól-dipól; butanol- hidrogén híd)

  • Hasonló funkciós csoporttal bíró molekulák forráspontjára vonatkozóan jellemző:
  • Nagyobb a molekulák érintkezési felülete, magasabb a forráspont.
  • Polarizálhatóbbaz atom, magasabb forráspont.
slide83

Fizikai tulajdonságok — Forráspont

Az érintkezési felület nagyságának és a molekula polarizálhatóságának hatása a nem-kovalens kölcsönhatásokra és így a forráspontokra.

slide84

Fizikai tulajdonságok - Oldhatóság

  • A vegyületek olyan oldószerekben oldódnak jól, amelyekben ugyanolyan intermolekuláris kölcsönhatások vannak mint amilyeneket az adott vegyület képez. „Hasonló a hasonlót old elv.”
  • Poláris vegyületek poláris oldószerekben oldódnak jól. Nem poláris, vagy gyengén poláros anyagok nem poláris vagy gyengén poláris oldószerekben oldódnak jól.
  • A víz erősen poláros (H-hidakat képez), míg a szerves oldószerek nem polárosak ( széntetraklorid, hexán) vagy gyengén polárosak (dietiléter).
  • A legtöbb ionos vegyület jól oldódik vízben és oldhatatlan szerves oldószerekben.