Szerves kémia

Bevezető előadás Szénvegyületek, kötéstípusok, funkciós csoportok, reakciómechanizmusok

Bevezetés Szerves kémia Vitalizmus A szénvegyületek kémiája Az élö szervezetek zömmel szerves vegyületekből épülnek fel Így a szerves kémia fontos szerepet játszik az orvostudományokban, a biomérnöki tudományban, a biológiai tudományokban. Vitalizmus Úgy gondolták, hogy szerves vegyüIeteket csak élő organizmusok képesek előállítani, a bennük levő „vis vitalis” miatt.

Fredrich Wöhler megcáfolta a vitalizmus elméletét, mikor 1828-ban a szerves vegyület ureát előállította hevítéssel az ammónium cianát szervetlen sóból.

A szerves vegyületekben az egyes atomok meghatározott számú kötést létesítenek A szénatomok változó számú kovalens kötést létesíthetnek C-C atomok között

IZOMEREK (azonos atomokból felépülő de eltérő szerkezetű vegyületek) konstitúciós az atomok eltérő kapcsolódási sorrendben vannak sztereo azonos kapcsolódási sorrend, különböző térbeli orientáció Enantiomerek Diasztereomerek Tükörképi párok Nem tükörképi párok (konfigurációs és konformációs)

Izomerek Az izomerek különböző kémiai, fizikai tulajdonságokkal rendelkező azonos összetételü vegyületek Konstituciós, konfigurációs, konformációs izomerek Példa Két molekula, mindegyik C2H6O összetétellel Dacára hogy a molekuláris összetétel azonos, különböző szerkezeti képlettel írhatók le A két vegyület az atomok összekapcsolásának mikéntjében (konstitúció) térnek el

Konstitúciós izomerek Azonos molekuláris összetétel, eltérő kapcsolódás a felépítő atomok között Általában úgy fizikai (op, fp, sűrűség stb.), mint kémiai tulajdonságaikban eltérnek egymástól.

A szerves molekulák három dimenziós, sztereo szerkezete A molekulaképletek nem reprezentálják jól a molekula térbeli szerkezetét 1874-ben van’t Hoff és le Bel javasolták, hogy a C atom négy vegyértéke nem egy síkban van, hanem teraéderes, azaz a négy C-H kötés a metánban egy szabályos tetraéder négy sarka felé mutat.

Kémiai kötések: a kovalens és az ionos kötés Oktett szabály Az atomok kötéseket létesítenek, hogy elérjék a nemes gázokat jellemző elektron konfigurációkat (stabil állapot). A legtöbb a szerves kémiában kiemelt szerepet játszó atom számára ez azt jelenti, hogy elérik vegyérték héjukon a legközelebbi nemesgázt jellemző nyolc elektronos elektron konfigurációt. Helium közeli atomok esetén ez két elektront jelent vegyérték héjukon. Az atomok a nemesgáz konfiguráció elérését úgy kovalens mint ionos kötések kialakításával érik el.

Elektronegativitás Az electronegativitás az atomok kötésen belüli elektronvozó képességét jellemzi. A periodusos rendszerben (nemes gázokat nem tekintve) balról jobbra és alulról felfelé haladva nő.

Ionos kötés Az ionos kötés kialakulása során az atomok elektronokat nyernek vagy veszítenek hogy elérjék a nemes gáz konfigurációt. A keletkező, ellentétes töltésű ionok között ionos kölcsönhatás ébred és így ionos kötés létesül. Általában erősen eltérő elektronegatívitású atomok között alakul ki. Példa: A litium lead egy elektront (eléri a He konfigurációját) és kationná válik. A fluor felvesz egy elektront (eléri a neon konfigurációt) és anionná válik. Erős ionos kötést képeznek kristályrácsukban.

Kovalens kötés A kovalens kötés közel egyforma elektronegativitású atomok közt alakul ki (egymáshoz közel vannak a periódusos rendszerben.) Az atomok elektron megosztással érik el a stabil állapotot A kialakuló molekulák kovalens kötésekkel vannak összetartva A vegyérték elektronokat pöttyökkel (Lewis szerkezet), vagy vonalakkal reprezentáljuk. Általában a vonalas formulát használjuk (egy vonal a kötésben részt vevő két elektront reprezentálja).

A Lewis szerkezetek szerkesztése Az atomok vegyérték elektronjaikon keresztül kötődnek. A vegyértékelektronok száma megegyezik a föcsoport számával A szén a 4A oszlopban van így 4 elektronja van A hidrogén az 1A-ban van egy elektronnal Az oxigén a 6A oszlopban van és 6 elektronnal bír A nitrogén az 5A tagja és ezért 5 vegyérték elektronos A molekulák megszerkesztésekor az atomok a megfelelő számú elektronnal rendelkeznek. Ionos molekula esetén, elektronokat adunk vagy veszünk el, hogy a megfelelő töltés meglegyen A szerkezet minden atom számára kiadja az elektron oktettet és a töltést Az oktett szabály eléréséhez többszörös kötéseket is alkalmazhatunk.

Példa Írjuk fel a klorát ion (ClO3-) szerkezetét Kiszámítjuk az elektronok számát Három pár elektron köti az oxigéneket a klórhoz A maradék 20 elektront szétosztjuk úgy, hogy minden atom oktetttel rendelkezzen

A karbonát ionban 24 vegyérték elektron és két negatív töltés van, így egy kettős kötést is kell alkalmazni, hogy minden atom körül 8 elektron legyen Az eténben (C2H4)és az etinben (C2H2) többszörös kötéseket kell alkalmazni az oktettek eléréséhez.

KIVÉTEL AZ OKTETT SZABÁLY ALÓL Az oktett szabály a második periódus atomjaira érvényes (C, O, N, F) azok 2s és 2p pályáin levő elektronokra A második periodusban levő bórnak hat elektron is elegendő Példa: BF3 Magasabb periódusokban más pályák (pl.:d) is vannak és így több mint nyolc elektron is elképzelhető egy atom körül Példa: PCl5 and SF6

Rezonancia Gyakran egy Lewis struktúra nem elegendően reprezentálja a molekula szerkezetét Az igazi karbonát ion szerkezetet sem az1,2 vagy 3 írja le helyesen Kísérletek bizonyítják hogy a karbonát ionban nincs két C-O egyszeres és egy C=O kettős kötés. Mindegyik kötés egyforma hosszú és a negatív töltés is egyenletesen oszlik el a három oxigén között.

A karbonát iont valójában egy olyan képlet írja le helyesen, ahol a C-O kötések részleges kettős kötések és részleges negatív töltés van mindegyik oxigénen A valódi szerkezet mindhárom Lewis szerkezet keveréke, rezonancia hibridje. Kétfejű nyilakat használunk, hogy megmutassuk, hogy az igazi szerkezetben mindhárom Lewis szerkezet rezonancia kontributor. A három szerkezet nem egyensúlyi elegy, ezért az egyensúlyi nyíl használata nem lenne helyes.

Az egyik rezonancia szerkezet elektron eltolással átalakítható a másikba és ezt az elektronok mozgását mutató görbe nyillal mutatjuk meg. A nyilak használata mutatja, hogy a szerkezetek csak az elektronok poziciójában térnek el egymástól. A karbonát ion számított elektrosztatikus potenciál térképe is mutatja, hogy az elektron sűrüség azonos a három oxigén körül.

A rezonancia szerkezetre vonatkozó szabályok: Az individuális rezonancia szerkezetek csak papíron léteznek Az igazi molekula az összes forma hibridje (átlaga) A rezonancia formákat kettős hegyű, egyszálú nyíllal jelöljük A rezonancia struktúrák között csak elektronok mozgása megengedett. Az atommagok helyzete azonos marad. Csak többszörös kötések elektronjai, vagy magános párok mozoghatnak a rezonancia kontribútorok között. A 3. molekulában egy H atom elmozdult, ezért nem rezonancia forma has moved Minden szerkezetnek helyes Lewis struktúrának kell lennie

Az aktuális molekula energiatartalma alacsonyabb mint bármely rezonancia határszerkezet forma energiatartalma. Ezt rezonancia stabilizációnak nevezzük Az ekvivalens rezonancia formák egyforma mértékben járulnak hozzá az igazi szerkezet kialakulásához. Példa: a benzol két Kekule formája a benzol rezonancia szerkezetének azonos hozzájárulói A nem ekvivalens formák eltérő arányban járulnak hozzá az igazi formához, mely az erősebb kontributorhoz (stabilabb forma) jobban hasonlít.

REZONANCIA

Szerkezeti képletek rajzolása A Lewis képletek rajzolása bonyolult. Ezt helyettesítik a vonalas képletek, ahol a kötéseket egy vonal helyettesíti. A magányos párokat, ha szükséges, feltünteti. A kondenzált formulák a kötéseket nem tüntetik fel.

Vonalas képletek Minden vonal egy elektronpárt képvisel Az atomok egymáshoz kapcsolódását mutatja, nem a három dimenziós formát. Mivel az egyszeres kötések körül szabad a forgás az alábbi vonalas ábrák ekvivalensek.

Kondenzált szerkezeti képletek Ezekben az ábrázolásokban a kötések nem vagy alig vannak feltüntetve Egy egy szerkezetileg fontos kötést explicit mutatunk A kondenzált szerkezetekben a C atomhoz kapcsolódó atomokat közvetlen a C- után írjuk

Kötés-vonalas képletek További egyszerüsítésként a C és H atomokat mind kihagyjuk, míg a többieket (pl. O, Cl, N) kiemelten mutatjuk. Minden vonal vég vagy cikk-cakk kereszteződés egy C atomot és a hozzá kapcsolódó H atomokat jelképezi. A heteroatomokat kiírjuk

Ciklikus vegyületek ábrázolása A többszörös kötéseket több vonal húzásával reprezentáljuk.

Három dimenziós formulák Néha fontos a reakció mechanizmusok megértéséhez a molekula térbeli formáját ábrázolni: A papír síkjában levő kötéseket sima vonallal ábrázoljuk A papír síkja elé emelkedő kötést kitöltött ék alakkal mutatjuk A papír síkja mögé mutató kötést satírozott ék alakkal jelöljük Egy tetrahedrális atomot a következőképpen ábrázolunk: Két kötést a papír síkjába húzunk kb. 109o szöggel A másik két kötést az ellentétes oldalon egymás mellé húzzuk.

A kvantummechanikai atommodell és kötés értelmezés

Max Planck az energia kvantáltságáról(1900) E= hν (J) ahol h = a Planck állandó: h = 6.626 x 10-34 Js

Einstein és a fotoelektromos effektus (1905) Ha kék fénnyel megvilágítják fém (K) felszínét elektronokat bocsát ki. Ha vörös fénnyel világítják meg a fém felszínét elektron kibocsátás nem történik akárhogy is növelik a fény intenzitását. Feltételezi hogy fény partikulumok, fotonok formájában terjed.

De Broglie hipotézise(1924) Anyaghullámok általánosítása, frekvencia n = E/h hullámhossz l = h/mv Egy egy mikrogram tömegű, 1 mm / sec sebességgel mozgó homokszemcséhez rendelhető hullám hullámhossza λ = 10-21 m. Ugyanakkor egy fénysebességgel mozgó elektronhoz tartozó hullámhossz pikométerekben mérhető

Heisenberg bizonytalansági princípiuma(1927) ΔxΔp ≥ h/2Π

Kvantum mechanika A Schrödinger egyenlet leírja az anyaghullám viselkedésének egyenletét a sajátfüggvény (Y) segítségével hδΨ/δt = h/2m δ2Ψ/δ2x + VΨ (EΨ =-HΨ) Born interpretációja: |Ψ| a megtalálási valószínüség sürüségfüggvénye és |Ψ2|ΔV annak a valószínüsége, hogy a partikulum DV térfogaton belül található

Davisson és Germer (1927) Diffrakciós kép, elektronok átbocsátva egy vékony arany fólián

A Bohr féle atommodell proton electron A newtoni fizika szerint az elektronnak spirál pályán a magba kéne hullania. Bohr posztulátuma szerint az elektronok stabil pályákon keringenek, r = kn2, n=1,2…. n a pálya “kvantum szám-a” Minden pálya megfelel egy energia szintnek, és E = -R/n2

Energia szint diagram Az elektronok gerjeszthetők: hn = Eupper – Elower Megmagyarázza az emissziós spektrumok vonalas voltát Hibái: csak a H atomra alkalmazható, nem magyarázza meg a spektrum mágneses térben látható felbontást, és ellentmond a Heisenberg féle elvnek.

Kvantummechanikai atom és molekula modell Az elektronok hullámtermészetét figyelembe vevő matematikai modell az atomok három dimenziós felépítésének és a molekulákat kialakító kötések jellemzésére. A hullámfüggvény megoldásakor nyert Ψ (sajátérték) értékek mindenegyes elektron energiaeloszlását jellemző állapotokat ír le. A függvényekben három skalár mennyiség ún. kvantumszámok is találhatók, melyek mintegy irányítószámok jellemzik az egyes elektronokat. Ezek a számok nem random eloszlásuak, hanem értékeik egymással összefüggenek. A hullámfüggvényeket használják: -az adott állapotú elektron energiájának számításához - egy adott helykordinátához tartozó tartozkodási valószínüségek számításához A hullámfüggvények + és – előjeles szakaszokkal rendelkeznek és mint hullámfüggvények egymással kombinálhatók, egymást erősítik vagy kioltják. Csomópont, csomófelület.

Atomorbitálok (AOs) A Schrödinger egyenletben a (Y 2) megadja annak a valószínüségét amivel adott elektron megtalálható a tér adott szegmensében. A Y 2 értékek három dimenziós ábrázolása eredményezi az s, p, d és f pályák alakjait A szerves kémiában jóformán csak az s és p pályák játszanak fontos szerepet Orbitál: a térnek az a része amin belül az elektron 95%-os valószínüséggel megtalálható a vizsgált időtartamban

Lehetséges értékek Az n, k és ml értékek mindenegyes kombinációjához két spin állapot: ms= +1/2 vagy -1/2 rendelhető

Atom orbitálok ábrázolása Iso-felszínes ábrázolás. A burkoló felszín mentén Y2 állandó és belül az elektron tartózkodási valószínűsége 95%.

Elektron eloszlás s pályák esetén

p pályák l=1 és ml=-1,0,1 Nodal plane (csomósík): |Y|2=0 felület Az elektronok átlagban távolabb vannak mint a megfelelő s pálya estén ml=0↔pz de px és py esetében ml=±1

d pályák l = 2; ml = -2,-1,0,1,2 Az elektronok kisebb energiával kötődnek mint az azonos héj p elektronjai

A második periódus néhány elemének elektronszerkezete Az atomokhoz rendelhető elektron eloszlás megszerkesztésének szabályai: Aufbau Principium: A legalacsonyabb energiájú pályák töltődnek be először Pauli féle tilalmi elv: minden egyes pályán csak két elektron lehet spinkompenzációval Hund szabály: először minden azonos energiájú (degenerált) pályára egy egy elektron kerül, majd csak ezután kerül a második elektron a pályákra A második periódus néhány elemének elektronszerkezete

Molekula pályák (MOs) A H2 két H atomból való képződésének energia- függése a két atommag távolságának függvényében

Az egyszerű modell nem veszi figyelembe, hogy az elektronok állandó mozgásban vannak. Heisenberg bizonytalansági elv A kvantum mechanikai modell előfordulási valószínüségeket használ(Y 2) 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 adja meg A MOk száma megegyezik a kombinálódó atomorbitálok számával (LCAO módszer)

Példa: a H2 molekula képződése Ahogy a két hidrogén atom megközelíti egymást, 1s pályáik (Y1s) átfedni kezdenek A kialakuló molekulapálya mindekét maghoz tartozik és az elektronok egyik maghoz sem elkötelezettek Mindegyik MO-n két ellentétes spinű elektron tartózkodhat Az atomi pályafüggvények összeadása kötő molekulapályát erdményez Az atomi pályafüggvények kivonása lazító molekulapályát eredményez

Kötő Molekulapályák (Ymolec) Az atomi pályák összeadással kombinálódnak (pozitívan interferálódnak egymással) A hullámfüggvények erősítik egymást A két atommag között úgy a Y értékek mind a Y2 (electron probability density) értékek megnőnek A két mag közötti elektron elősegíti a két mag közötti kölcsönhatás kialakulását A kialakuló állapot az MO enetgiaminimumát adja

Lazító molekulapálya kialakulása (Y *molec) Az ellentétes előjelű atomi pályák közötti kombinációból képződik A hullámfüggvények negatívan interferálnak és egy csomósík keletkezik (Y = 0) A két atommag között csomósík van és annak közelében úgy Y mint aY 2 (electron probability density) értékek alacsonyak A lazító pályánál az elektronok nem tartózkodnak a két atommag között A két atommag közötti taszító erők dominálnak

A kötő pályán levő elektronok energiatartalma jelentősen alacsonyabb mint az atomi szinteken levőké, míg a lazító pályák energiatartalma magasabb azokénál

Kötő és lazító pályák a hidrogén molekulában Molekulapálya Kötő és lazító pályák a hidrogén molekulában

Kötő és lazító pi molekulapálya

Kötő és lazító pi molekulapályák Molekulapálya Kötő és lazító pi molekulapályák

Metán és Etán: sp3 hibridizáció A metán szimmetrikus szerkezete és a szén négy vegyértéke nem magyarázható meg annak alapállapotú elektroneloszlásával Promóció és hibridizáció négy új egyenlő energiájú molekulapályát eredményez A pályahibridizáció a hullámfüggvények matematikai kombinációját jelenti

Két elektron található minden molekulapályán Mikor egy 2s pálya és három 2p pálya hibridizálódik négy új, egyenértékű sp3 pálya keletkezik Négy atomi pálya kombinációjából négy hibrid orbitál keletkezik Mindegyik sp3 hibridorbitál egy rész s és három rész p sajátsággal rendelkezik A négy hibridpálya tetraéderes elhelyezkedésű A megfelelő lazító pályákat nem mutatjuk A négy sp3 pálya aztán a négy hidrogén 1s pályáival kombinálódva képezi a metán kötő molekulapályáit Két elektron található minden molekulapályán

Az sp3 pálya alakja hasonlít a p pálya alakjához, de az egyik része megnagyobbított A kisebb lebenyt gyakran nem is tüntetik fel A nagyobb sp3 lebeny átfed és kötést képez a hidrogén1s pályájával, erős kötést eredményezve The bond formed is called a sigma (s) bond because it is circularly symmetrical in cross section when view along the bond axis

A metán különböző ábrázolási módjai a. számított elektron eloszlás b. golyó-pálca modell c. 3 dimenziós ábrázolás

Etán(C2H6) A szén-szén kötés két sp3 pálya átfedéséből keletkező s kötés A molekula nagyjából tetraéderes alakú mindkét szénatom körül

Gyakorlatilag szabad a rotáció a s kötés körül (Ea = 13-26 kcal/mol) Az etán három dimenziós szerkezete Gyakorlatilag szabad a rotáció a s kötés körül (Ea = 13-26 kcal/mol)

Az etén (etilén) szerkezete : az sp2 hibridizáció Az etén (C2H4 szén-szén kettős kötést tartalmaz) és az alkének osztályába tartozik Mindegyik szénatom körül a geometriai elrendeződés sík trigonális szerkezet A szénhez kapcsolódó atomok egy síkban vannak és a kötésszög 120o

A három sp2 hybridpálya egy s és két p pálya kombinációjából adódik Mindegyik szén körül három s kötés van, melyek sp2 hibridizáció eredményei A három sp2 hybridpálya egy s és két p pálya kombinációjából adódik Egy p pálya nem vesz részt a hibridizációban A sp2 pályák sík trigonális elrendeződésüek A p pálya merőleges a hibridpálya síkjára

A két szén atom átfedő sp2 pályái szigma kötést adnak és az etén szigma vázát adják. A maradék sp2 pályák hidrogén atomokhoz kapcsolódnak s kötésekkel A két szénatom nem hibridizált p pályái átfednek és p kötést létesítenek a két szénatom között A p kötést létrehozó átfedés a s kötés alatt és felett történik. A p molekula pálya csomósíkkal renelkezik a két szénatom síkjában

A kötő p pálya az atomi p pálya azonos előjelű részeiből kombinálódik A lazító p* pálya a p pálya ellentétes előjelű részeinek kombinálódásából ered. Ez a lazító pálya két csomósíkkal rendelkezik, az egyik a két szénatom között van és merőleges a két szénatomot átszelő másik csomósíkra A kötő p pálya alacsonyabb energiájú a lazító pályánal. Alapállapotban két elektron van a kötő pályán a p* lazító pályára csak gerjesztés (pl. fényelnyelés útján) kerül elektron

A s pálya alacsonyabb energiájú mint a p pálya Az etén alapszintű elektron konfigurációja

A kettős kötés megakadályozza a kötés körüli forgást Egy nagy energiahegy akadályozza a kettős kötés körüli forgást (kb. 264 kJ/mol). Ez az érték megegyezik a p kötés kötési energiájával Ez a forgási gátlás azért lép fel mert p kötés kialakításához a p pályák pontos beállása kell A p pályák 90o –os elforgatása feltöri a p kötést

Cisz-transz izoméria A cisz-transz izomerek a forgási gátlás miatt léteznek Ezekben az izomerekben az atomok kötődési sorrendje azonos de az egyes atomok távolsága a molekulán belül más (sztereoizomerek, konfigurációs). Ugyanakkor az izomer molekulák nem tükörképi párok

Az etín (acetilén) szerkezete: az sp hibridizáció A z etín (acetilén) az alkinek csoportjába tartozik amit szén-szén hármas kötés jellemez Az atomok elrendeződése a szénatomok körül lineáris, a kötésszög180o

A szén atom az etínben sp hibrid állapotú Egy s pálya és egy p pálya kombinálódik, míg két p pálya marad atomi szinten hibridizálatlanul A két sp pálya 180o –os szöget zár, a két p pálya merőleges a sp pálya tengelyére

Mindkét szénatom két-két p pályája átfed, két p kötést hoznak létre Az etínben a két szénatom sp hibridállapotú pályái átlapolva hozzák létre a s kötést A két maradék sp pálya két hidrogén atom 1s pályáival van átfedésben Mindkét szénatom két-két p pályája átfed, két p kötést hoznak létre A hármas kötés egy s és két p kötésből áll

Az etín elektron eloszlása azt mutatja, hogy az elektron sűrűség a két szén atom körül cirkuláris

Kötéshossz az etán, etén és etín molekulákban A szén-szén kötéstáv annál rövidebb minél több kötés tartja a két atomot össze (s karakter nagyobb) A szén-hidrogén kötés hosszát is befolyásolja az s pálya aránya -Minél magasabb az s pálya hányada hibrid pályákban annál rövidebb a kötés. Az etín sp pályája 50% s karakterű, ezért rövidebb a C-H kötés hossza, mint az etán sp3 hibridállapotú szén atomjának ( 25% s karakter) C-H távolsága A 2s pálya közelebb van a maghoz mint a 2p pályák

Structure and Bonding

Molekulák térszerkezete: A VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) Modell Egyszerű modell a molekulák alakjának becslésére Figyelembe veszi az összes vegyérték elektront, úgy az egyszeres vagy többszörös kötésben levőket, mint a magános párokat Az elektron párok taszítják egymást és igyekeznek a molekulákban egymástól legtávolabb elhelyezkedni A nem-kötő elektronpárok taszító hatása nagyobb mint a kötésben levőké

Metán A vegyérték héj a metánban négy elektronpárt tartalmaz. Ezek egymástól akkor vannak legtávolabb ha tetraéderes elhelyezkedésüek (kötés szög 109.5o)

Ammónia A kötő és nem kötő elektronok négy csoportot alkotnak A molekula tetrahedrális szerkezetű A kötésszögek107o körüliek 109.5o helyett, mert a nem kötő elektron pár nagyobb térígénye miatt torzítja a nitrogén-hidrogén kötéseket

Széndioxid Két elektron-szett van a szén körül, ezért lineáris elrendezésű (kötésszög 180o)

Poláris kovalens kötés Poláris kovalens kötésről beszélünk, ha a kovalens kötés két eltérő elektronegativitású atom között jön létre Az elektronegatívabb atom az elektronfelhőt magához közelebb húzza Így az elektronegatívabb atom parciális negatív töltésre tesz szert (d-) és a kisebb elektronegativítású atom parciálisan pozitív töltésű lesz (d+). A polarizált kötés egy dipólus és dipólusmomentummel rendelkezik. A dipólusvektor irányát nyíllal jelöljük

Példa: a gázfázisu HCl molekula Az elektronegatívabb klór maga felé polározza az elektronfelhőt és részleges negatív töltésre tesz szert A dipólus momentum jól mérhető A töltések mennyiségének (esu, elektrosztatikus egység)és a töltések távolságának szorzata (cm), Debye egységben kifejezve

Molekuláris dipólusmomentum Kétatomos molekulában fellép, ha a két atom elektronegativítása eltér Összetettebb molekulákban az egyes kötések dipólusmomentumának vektoriális összege.

Példák A széntetrakloridban a négy kötés dipólusmomentumai kiegyenlítik egymást, az eredő 0 Debye A klorometánban a C-H kötések kicsiny a C-Cl kötés nagy dipólusmomentummal rendelkezik, ezért a molekula eléggé poláros A magányos párok pl. az oxigéné, vagy a nitrogéné hozzájárulnak a dipólusmomentum értékéhez Pl. a víz és az ammónia erősen dipoláris

Néhány cis-trans izomer dipólusmomentuma eltérő A transz 1,2-dikloroeténben a két C-Cl dipólus kiegyenlíti egymást, 0 Debye a dipólusmomentum A cis izomerben a C-Cl dipólusvektorok erősítik egymást

A szerves molekulákat összetartó nem kovalens erők Intermolekuláris Erők Az intermolekuláris erőket más néven nem kovalens kölcsönhatásoknak, vagy nem-kötő kölcsönhatásoknak is hívják. Számos típusa van Ellentétes töltésű ionos csoportokat nagyon erős elektrosztatikus kölcsönhatások tartják össze.

Intermolekuláris erők A kovalens vegyületek diszkrét molekulákból állnak A molekulák között kialakuló kölcsönhatások a molekula szerkezetétől, a funkcionális csoportok milyenségétől függenek. Három nem kovalens kölcsönhatást mutatunk be, növekvő összetartó erővel: van der Waals kölcsönhatások dipole-dipole interakciók hidrogén kötés

Intermolekuláris erők —van der Waals kölcsönhatások van der Waals erőket London féle erőknek is nevezik. Gyenge kölcsönhatások amiket az elektroneloszlás pillanatnyi eltolódása hoz létre. Nem poláris molekulákban ez az egyetlen vonzóerő. A CH4 molekula nem-dipólus molekula, de egy egy pillanatban az elektron sürűség nem teljesen szimmetrikus és időszakosan a molekula dipólusos. Ez időleges dipólusmomentumot indukál más metán molekulákban. Az így ébredő dipólusok közötti kölcsönhatás a van der Waals erő

Intermolekuláris erők—a van der Waals kölcsönhatások Minden vegyület kialakít van der Waals kölcsönhatásokat. A kialakuló van der Waals kölcsönhatások mérete a molekulák felszínének nagyságától függ. Nagyobb a felület, nagyobbak a kialakuló vonzóerők és erősebb az intermolekuláris kölcsönhatás.

Intermolekuláris erők—van der Waals kölcsönhatások A van der Waals erők nagysága függ a molekulák polarizálhatóságától Polarizálhatóság annak a mértéke, hogy egy atom elektronfelhője hogyan mozdítható el a környezet elektromos térerejének hatására. Nagyobb atom mint pl. a jód, lazább elektronfelhővel rendelkezik mint a kisebb méretű elektronegatívabb fluór. Így két F2 molekula között gyengébb kölcsönhatás ébred mivel kisebb indukált dipólusmomentum alakul ki a szorosan tartott elektronfelhőben.

Intermolekuláris kölcsönhatások—Dipól-Dipól kölcsönhatás Dipól—dipól kölcsönhatás alatt két poláris molekula permanens dipólusai között kialakuló attraktív erőt értjük. Példa az aceton: A két aceton molekula úgy simul egymáshoz, hogy a parciálisan pozitív rész kerül közel a másik molekula parciálisan negatív részéhez. A kialakuló összetartó erő nagyobb mint a gyenge van der Waals kölcsönhatás.

Intermolekuláris kölcsönhatások —Hidrogén híd Hidrogén hidas kölcsönhatásról beszélünk, ha egy hidrogén atom mely oxigénhez, nitrogénhez, fluórhoz kapcsolt, kölcsönhatásba kerül egy másik molekula O,N,F-jének magányos párjával (koordinatív, datív kötés).

Intermolekuláris kölcsönhatás— Összegzés

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. Polarizálhatóbb az atom, magasabb forráspont.

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

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.

Funkciós csoport – a vegyület sajátságait meghatározó molekularészlet A szénhidrogének csak szénből és hidrogénből álló vegyületek. Lehetnek telítettek és telítetlenek, alifások és aromások.

Funkciós csoportok – C-Z egyszeres szigma kötés

Funkciós csoportok – C=O kettős kötést tartalmazók

Reakciók és mechanizmusok A szerves kémiai reakcióknak négy alaptípusa van Szubsztitúció, addició, elimináció, átrendeződés Szubsztitúció

A kovalens kötés felhasítása - homolízis - heterolízis

Heterolitikus hasítás majdnem mindig poláros kötés mentén történik