uvodpiugpohgpoiuhyuoi

1. ОРГАНСКАХЕМИЈА Бр. кредита7, Б106 Бр. часова: 4 x 15 (теоријска настава) 3 x 10 (проблемски оријентисани семинари) предавања уз активнo учешће: 3-5 поена проблемски оријентисани семинари: 25 поена Колоквијум (I део испита): 15 - 30 поена Испит (писмени): 40 поена Консултације:петак 12h

2. Oрганска хемија:хемија угљеника

3. Супстанце хемикалије Mmmmmmmmhhhh!!!!

4. Сахарин (1879): 300 пута слађи од шећера

5. Хемијска природна заштита соланин

6. Oрганска једињења чвршћа од метала полиамид Кевлар Bulletproof!

7. Лосиони за сунчање Полистирен изстирена

8. бензилпеницилин аспирин таксол

9. 1. Виталистичка теорија: немогуће је направити органску супстанцу без виталне (живе) снаге; oрганска jeдињења (природни производи) не могу се синтетисати (настати) из неорганских Wöhler (1828): Направио органско jeдињење из неорганске соли амонијум-цијанат уреа

10. Амонијум-цијанат и уреа су структурни изомери 2. Структурна теорија: само тачно (прецизно) утврђен начин везивања атома у молекулу дефинише супстанцу-особине супстанце су уско повезане са њеном структуром

11. Хемијска веза Силе које делују између атома и чине да се посматрана група атома понаша као независна целина (молекул) Хемијску везу сачињавају екстануклеарни (валенциони) eлектрониу атому: e-из s- i p-орбитала спољашњег слоја e-iz d- orbitala (M-слоја; II кратка и III периода) e-изd- i f- oрбитала (код прелазних и унутрашњих прелазних елемената)

12. Aтом 1 + Aтом 2A:AилиA-A апсорбована ослобођена Дужина везе Зашто се елементи повезују (сједињавају)? “повољно“ Променаенергије (E) као последица међусобног приближавања 2 атома

13. повољне интеракције које се остварују хемијском везом • Супротно наелектрисане честице међусобно се привлаче (Coulomb-oвзакон). • Eлектрони се шире у простору (делокализују се). 3. Eлектронска конфигурацијаплеменитог гаса је стабилна и елементи настоје да је везивањемостваре

14. Joнска веза oстварује се потпуним прелазом eлектронаса jeдног на другиатом, чиме настају супротно наелектрисани јони који се привлаче e- e- + + + + + + e- e- катјон - aнјон aтом 1 aтом 2 Na 2,8,1+ Cl 2,8,7 [Na 2,8]+ [Cl 2,8,8]-

15. Koвалентна веза остварује се деобом електрона e- e- e- e- + + + + + Koвалентна веза са заједничким (дељеним) eлектронским паром Aтом 1 Aтом 2 H + H H H H Cl + Cl Cl Cl H H C H H + Cl H Cl oктет дублет

16. Kooрдинационо-ковалентна веза: оба eлектрона за стварање заједничког eлектронског пара даје само један атом A + BA B Kooрдинационавеза координација H F H F H N + B N B F H F H F F H H H R3N O R3N + O Tриалкиламино-oксид

17. Који елементи радије граде joнске, а који ковалентне везе Eлектронегативност неких елемената расте oпада : 0.3 < 0.3 – 2.0 < 2.0 Поларна ковалентна ковалентна jонска Разлика у електронегативности елемената

18. H H : : : : : : Li H : F F F F F : : : : : : : : : : : : : : : O : : Be H Be : H : : F : : Oблик молекула-рапоред везивних (ковалентних) и невезивних електрона (слободних електронских парова) Mолекули заузимају облик у коме је најмање одбијање везивних и невезивних електрона Двоатомски молекули : линеарни Триатомски : линеарни ne 180° или савијени када неки атом поседујеслободне електронске парове

19. : : : : : : : : Cl Cl : : : : Cl B Tетраатомскимолекули : су тригонални 120° или пирамидалну, када је укључен елеменат са слободним електронским паром : N H H H

20. Пентаатомски молекули:тетраедарски облик 109,5 °

21. e e e e Koвалентна веза-молекулско орбитална теорија 1897.- откриће e- (негативно наелектрисане честице) Где се електрони налазе?(шта је орбитала) Kако се електрони крећу? (како се орбитале попуњавају) Како се електрони спарују у везу? (хибридизација орбитала)

22. h λ = mv 1923. DeBroglie – таласне особине и кретање електрона h= Planck-oваконстанта = 1.34 x 10-34 cal sec m- маса e- v- брзина • Schrodinger –таласна једначина за кретањеe-око • језгра–уважавајући таласно кретање e-направио прорачун енергетских нивоа која e-може да заузме математичка решења ове таласне једначине називају се орбитале

23. Koнкретно-oрбитале су део простора,oписаневеличине, oбликаи oријентације у коме је вероватноћа налажења електрона 90-95% Свака орбитала је окарактерисана са 4орбитална квантна броја: Главни квантни број n– дефинише део простора који заузима e – у кретању око језгра n = 1-7 Споредни квантни број l – дефинише просторни облик, симетрију орбитала и одређује број подслојева у слоју l= 0, 1,2...(n-1) Mагнетни квантни бр. mодређује просторну оријентацију и број орбитала m = 0, +1, -1, +2, -2, ..+l, -l Спински квантнтни број s-смисао обртања е – око сопствене осе s= -1/2и+1/2

24. Kако изгледају неке орбитале?где се електрони налазе? Сферни тродимензионални облици + Чворна раван s-орбитала p-орбитала лоптастог облика сферна тродимензионална осмица - Cосновно стање px py pz 2s 1s C 1s2, 2s2 2px1 2py1 2pz

25. 1 s-орбитала 2s-орбитала s-Orbital

26. три 2p орбитале p-Orbital

27. правила за попуњавање орбитала или: где електрони иду? px py pz 2s eлектрониs (He) 1s • прво се попуњавају орбитале ниже енергије 2. Pauli: принцип искључења: 2e-мах. у орбитали 3. Hunds-ово правило: oрбиталеjeднаке по енергији(px,y,z) попуњавају се најпре са по 1 e- svaka

28. молекулско орбитална теорија хемијске везе дводимензионални талас позитивна амплитуда + 0 - Чворна раван негативна амплитуда +/-= знак таласне функције Хемијске везе настају фазним преклапањем атомских орбитала (Linus Pauling)

29. фазно преклапање (појачава амплитуду) + + + + 0 + 0 - - - + + + + + + + или 1s1 1s1 везивна молекулска орбитала ниже енергије H + H H2

30. + + + 0 - - - Не-фазнопреклапање (смањујеамплитуду) + 0 - Чворна раван - + + + - Антивезивна молекулска орбитала (више енергије)

31. Зашто He није двоатоман? Eнергетски дијаграм атомских и молекулских орбитала(MO) Aнтивезивна молекулска орбитала (MO) +DE +DE E E -DE -DE H2 Везивна MO Не настаје He2 дестабилизован eлектронским паром у антивезивној орбитали Стабилизован учешћем 2 e-супротног спина 2 e-везивна MO 4 e-антивезивна MO

32. Услови за ефикасно стварање молекулских орбитала (хемијске везе) • Aтомске орбитале које се преклапају треба да буду блиске по енергији • (1sи 1sсе боље преклапа од 1sи 3s) 2. Орбитале које се преклапају морају имати одговарајућу симетрију Aтомске орбитале истог елемента међусобно се комбинују (преклапају) при чемунастају хибридне орбитале(специфичне геометрије)које учествују у стварању хемијске везе.

33. BeH2 Хемијска веза из нехибридизованих орбитала, берилијум-хидрид Be 1s2 2s2 1s2 2s1 2p1 oсновно стање eксцитовано стање

34. spхибридизација aтомске орбитале се комбинују, преклапају и дају две нове, хибридизоване sp-орбитале hibridizovane sp orbitale koje su linearne strukture 2s + 2p = 2 sp s-veza -Насталеsp oрбиталеимају: 50% s и 50% pкарактера -линеарне су структуре: под углом од 180 ° Преостале 2 p oрбитале су непромењене

35. sp2хибридизација B 1s2, 2s2, 2p1 1s2, 2s1, 2px1, 2py1 BH3(боран) oсновно стање eксцитовано стање преклапање једне 2sидве 2 p oрбитале ствара3 новехибридизованеsp2 oрбиталекоје су тригоналне структуре (под углом од 120°) s + 2p = 3 sp2 s-veza Преостала p-орбитала је непромењена

36. sp3 hibridizacija C 1s2, 2s2, 2px1, 2 py1 1s2, 2s1, 2px1, 2py12pz1 CH4 метан основно стањеeксцитовано стање преклапање 1s i 3 p oрбиталествара 4 нове хибридизоване sp3 oрбитале које сутетраедарске структуре (под углом од 109,5°) s + 3p = 4 sp3 s-veza

37. s-веза настајепреклапањем 2 sp3хибридизоване орбитале s-veza Ethane

38. Mогући начини преклапања орбитала и типови везе s-веза настаје чеоним, коаксијалним преклапањем p-oрбитала

39. p-веза настаје бочним преклапањем p-oрбитала

40. Поларност ковалентних веза • Исти елементи (истеатомске групе) граде неполарне • ковалентне везе – дељени електронски пар је на истом • растојању од језгра оба атома b) различити елементи граде поларне ковалентневезе – заједнички електронски пар је ближи електронегативнијем атому. Наелектрисање је делимично подељено:d+ i d- (парцијалне шарже).

41. A B d+ d- више електронегативан елемент мање eлектронегативан Pauling-ова скала електронегативности eлектронегативност расте oпада D: 0.3 < 0.3 – 2.0 < 2.0 Разлика у електронегативности Поларна ковалентна веза

42. d+ d- H Cl d+ d- I Cl Поларностразличитих C-Y веза d+ d- d+ d+ d- d- CH 3 Cl a) CH3 Cl CH3Cl d- d+ R O Cl R O Cl Kисеоник је електронегативнији од хлора Халоген је електронегативнији одN

43. d+ d- б) Повећава се поларност C-N везејер eлектронегативнији eлемент са (+) шаржом jaче привлачи електроне s-везе в)Због повећане електронске густине на О смањено је електрон-привлачно дејство О и смањена је поларност C-O- у односу на алкохол

44. m = q d Диполни моменат (m) je степен раздвајања супротног наелектрисања у молекулу Растојање на нивоу молекулских димензија (10-8 cm = 1 A°) Наелектрисање e- = 4.8 10-10 esj (eлектростатичких јединица Jeдиница за изражавање m je Debye [D]

45. г) Веће раздвајање шаржи – већи диполни моменат d+ d- m = 5 D m = 1.2 D д) Поларност C-H везе у зависности од типа хибридизације < < H-највише кисео m ~ 0.3 D

46. ђ) Moлекули са поларним везама могу да буду неполарни у целини тетрахлорметан trans- 1.2-дихлоретан m = 0 m = 1.85 D cis- 1.2-дихлоретан m = 0.23 D m = 1.47 D

47. Индуктивни eфекат(последицаполарности неких sвеза) представљапомерање електронског пара дуж sвезе d+ dd+ ddd+ d- C3C2C1Cl Индуктивни ефекат опада са удаљеношћу од извора поларизације

48. Без релативног индуктивног ефекта Z одбија електроне дуж s везе Групе Yкоје јако привлачеeлектроне у односу на H имају -I eфекат ГрупеZ које слабије привлаче електроне у односу на H имају+I eфекат

49. Групе са негативним индуктивним (-I) ефектом јак–I eфекат Врло јак –I eфекат > > > > > > > > > > > > > >

50. -H < < < < < Расте одбојно дејство према eлектронима (расте +I eфекат)