Orgaaniline keemia II (0)

Orgaaniline keemia II
Kordamisküsimused I TK!
1) Elektronkihid aatomi elektronkattes?
Elektronkihtidede jaotamine alamikihtidesse, võrdub alakihtide arv igas elektronkihis selle kihi järjekorranumbriga n. Iga alakihi tähises märgitakse kõigepealt elektronkihi number ja seejärel alakihi tüüp(mida märgitakse vastava tähega).
* s- alakiht : on iga elektronkihi esimene alakiht. See on kõige madalama energiaga alakiht vastavas elektronkihis. Asub vaid üks kerakujuline s- orbitaal .
* p-alakiht: järgneb s-alakihile alates teisest elektronkihist. Selle alakihi eneriga on veid kõrgem kui s-alakihil. p-alakihil on 3 p-orbitaali. need orbitaalid
on piklikud ja sarnanedes mõnevõrra hantlitega. p-orbitaalid paiknevad omavahel risti.
* d-alakiht: tuleb juurde alates kolmandast elektronkihist. See on veel kõrgema energiaga kui eelmised alakihid . d-alakihis asub 5 d-orbitaali. Ja need on
veel keerukama kujuga kui p-orbitaalid.
Elektronvalem kirjeldab elektronide paigutust kihtides ja alakihtides. Elektronkihti märgib number, alakihi tüüpi vastav täht. Elektronide paigutust orbitaalidel väljendatakse ruutskeemidega.
2) Keemilise sideme liigid-eriti tähtis on polaarne side.
Keemilise sideme omadused on määratud selles osalevate tuumade omadustega ja elektronide summaarse laenguga. Sideme polaarsus ei sõltu tuumade ja elektronide kontakteerumise mehhanismist - pole vahet, kas kattuvad kahe aatomi ühe-elektronilised orbitaalid või näiteks ühe aatomi kahe-elektroniline orbitaal ja teise aatomi asustamata orbitaal. Keemiline side on viis, kuidas kaks või enam aatomit või iooni on aine molekulis või kristallis omavahel seotud. Molekulis tekivad poolused, nimetatakse sellist sidet polaarseks kovalentseks sidemeks.

• Kovalentse sideme puhul kumbki aatomitest annab ühe elektroni molekulorbitaali tekkimiseks, järelikult tekib ühine orbitaal.
  
• Keemilise sideme liigid on: kovalentne , iooniline ja metalliline.
  
• Vesinikside on omapärane keemiline side; molekulidevaheline ja molekulidesisene.
  
• Vesinikside on molekulide vahel, mis koosnevad vesinikust ja suure EN-ga keemilisest elemendist: fluor, hapnik, lämmastik, harvem kloor ja väävel. Molekulisisesed vesiniksidemed on eriti levinud valkudes, nukleiinhapetes, üldse bioloogiliselt tähtsates ühendites ning on elutegevuses väga olulised.
  
• Vesinikside on täiendav side; põhjustab ainete sulamis- ja keemistemperatuuri tõusu; vesiniksidemete teke vee molekulide ja lahustuva aine molekulide vahel soodustab lahustumis protsessi.
  

3) Molekulorbitaalid.
Kovalentse sideme elektronid kuuluvad võrdselt mõlemale tuumale st. ei asusta mitte üksikute aatomite orbitaale vaid moodustavad mingi uue, molekulile omase orbitaali. Seega on mingi molekuli kõik väliskihtide elektronid kõigi tuumade väljas. Sellised molekul -orbitaalid haaravad kogu molekuli, arvestamata, et molekulis on erineva pikkusega ja polaarsusega sidemeid kahe aatomi vahel.
σ-orbitaal ( sigma -orbitaal) koosneb enamasti kahest s-tüüpi orbitaalist.Π-orbitaal (piiorbitaal) moodustub kahest paralleelsest p-orbitaalist.Mida madalam on siduva molekulorbitaali energia, seda tugevam on keemiline side.
Molekulorbitaali geomeetria sõltub osalevate orbitaalide kujust ja aatomite suhtelisest elektronegatiivsustest. Olulised on siduvad orbitaalid π ja σ-orbitaal ning vastavad lõdvendavad orbitaalid π* ja σ*-orbitaal. Mida madalam on siduva molekulorbitaali energia, seda tugevam on keemiline side.
4) Kovalentse sideme parameetrid (sideme pikkus, sideme energia).
Kovalentset keemilist sidet iseloomustab: pikkus, energia, küllastatud ja
suunatus.
KS pikkus - 2 aatomi tuumade vaheline kaugus (1-2 Å). Keemiliselt on side
seda tugevam, mida lühem on ta pikkus.
KS energia - energia, mis on vajalik sideme katkemiseks. Tavaliselt 200
650 kJ/ mool (50-150 kkal/mool, umbes 2-6 eV).
KS küllastatus on aatomite võime moodustada piiratud arv kovalentseid
sidemeid (süsinik maksimaalselt 4)
KS suunatus määrab molekuli ruumilise struktuuri, geomeetria.
Parameetrid: Molekulidevahelisi jõudusid nimetatakse van der Waalsi
jõududeks.
Kui aatomite stabiilsed orbitaalid on elektronidega täielikult asustatud,
saavad elektronid läheneda ainult orbitaalide kattumise alguseni . Edasise
lähenemisega toimub süsteemi energia järsk kasv, kuna stabiilsete
orbitaalide arv väheneb, sest kahe aatomorbitaali kattumisel moodustuvad
nende vahele siduvad ja lõdvendavd orbitaalid.
5) Millel põhineb induktsioonieffekt ?
Kui aatomid on erinevate elektronegatiivsustega tuleb kõrvuti kovalentsete piirstruktuuridega arvestada ka niisuguseid ioonilisi piirstruktuure, mis vastavad aatomite tegelikele elektronegatiivsustele.
Polaarse iseloomuga võib olla ka kordne side, kui selles osalevad erineva elektronegatiivsusega aatomid. Kuna π- orbitaali elektronid on liikuvamad kui σ- orbitaali omad, on iooniliste piirstruktuuride osakaal siin suurem.
Elektronegatiivse aatomi mõju edasikandumist mööda σ-sidemeid nimetatakse induktsiooniks.

• I tüüpi asendajad on vesinikust elektronegatiiv-semad. Need rühmad polariseerivad endaga seotud asendajaid ja omandavad negatiivse osalaengu.
  
• +I tüüpi ehk elektropositiivsed asendajad on vesinikust väiksema elektronegatiivsusega. Need rühmad polariseeruvad elektronegatiivsete asendajate mõjul ja omandavad positiivse osalaengu.
  

6) Mis vahe on polaarsel ja mittepolaarsel konjugatsioonil?
KONJUGATSIOON ON RESONANTSI ALAMLIIK ! Mittepolaarne konjugatsioon on sidemete kordsuse osaline või täielik ühildumine π-elektronpaaride ümberjaotamise tulemusena. See põhineb p-elektronide võimel moodustada sidemeid mitme naaber π-elektroniga ja jääda osaliselt vabaks. Mittepolaarse konjugatsiooni ilmnemiseks vajalik delokaliseeritud orbitaal moodustub juhul kui omavahel on ühendatud vähemalt kolm paralleelsete p-orbitaalidega aatomit.Tugevat stabiliseerivat toimet avaldab mittepolaarne konjugatsioon aromaatsetes ühendites.
Märksa sagedasem on osaliselt vaba orbitaali ja π-sidemete vaheline polaarne konjugatsioon.Polaarne konjugatsioon ilmneb vaba või osaliselt vaba orbitaaliga rühma vahetul sidestamisel π-sidemete süsteemiga ja on aktseptoorse iseloomuga.Tüüpiline näide on karboksülaatioon.