Orgaaniline keemia seminar I (0)

 Orgaaniline keemia I 
Kontrolltöö 1 
1. Erinevat tüüpi sidemed orgaanilistes ühendites 
  Kovalentne mittepolaarne side – ühine elektronpaar  
sidemel jaguneb mõlema tuuma vahel ühtlaselt. 
H· + ·H → H-H (või Cl-Cl, Br-Br)
 Kovalentne polaarne side – ühine elektronpaar on rohkem
seotud ühe või teise tuumaga , st on nihutatud 
elektronegatiivsema aatomi suunas, seda märgitakse 
osalaengutega (δ+/δ–). Nt. C-H, C-Cl
Elektronegatiivsus  on dimensioonita suurus, mis 
iseloomustab aatomi üldist võimet siduda endaga 
elektrone. Mida suurem on arvuliselt elektronegatiivsus, 
seda suurem on võime siduda ja hoida elektrone. Süsinik 
asub perioodilisustabelis keskel, tema elektronegatiivsus 
on keskmine. (see aatom , mille elektronegatiivsus on 
suurem, selle peal on delta miinus ) Elektronegatiivsus 
kasvab perioodilisustabelis vasakult paremale ja alt üles. 
 Iooniline side. Iooniline side moodustub eriliigiliste 
aatomite vahel. Na· + ·Cl → Na+ + Cl-
Orgaanilistes ühendites esineb ioonilise iseloomuga side 
alkoholaatides ja karboksülaatides. 
CH3COO-Na+ ; CH3CH2O-Na+
 Vesinikside – vesinikside moodustub  elektronegatiivse  
aatomiga (N;F;O) seotud vesinikuaatomi (δ+) ja mõne 
teise üldiselt elektronegatiivse aatomi (δ–) vaba 
elektronpaari vahel. Võib olla nii intermolekulaarne kui 
intramolekulaarne. 
2. Lewise struktuurvalemid ja formaalse laengu arvutamine 
Väärisgaasidel on stabiilne elektronkonfiguratsioon, teised 
aatomid  soovivad reageerida saavutamaks samasugust 
stabiilsust. Lewis 'i okteti reegel: kovalentsete sidemete
moodustamisel saavutavad aatomid
väärisgaasi elektronkonfiguratsiooni, jagades
selleks vajaliku arvu elektronipaare.
Lewis'i struktuurid : sidet tähistame kriipsuga,
ülejäänud elektrone punktidega.
 Formaalse laengu leidmiseks tuleb leida
aatomi valentselektronide arv,  kusjuures :
– igast sidemest  kuulub aatomile 1 elektron;
– vabad elektronipaarid kuuluvad täielikult
aatomile.
 Laengu leidmiseks tuleb valentselektronide
arvust vastavas vabas aatomis lahutada
sidemetes  osalevate elektronide ja vabade
elektronipaaride arv. 
V - valentselektronide arv vabas aatomis
L – elektronipaaride arv
S – sidemete arv ühendis
V − (2L + S)
Lewise struktuurvalemis:
• Elektronide koguarv on võrdne kõigi aatomite
valentselektronide summaga
• Igat aatomit ümbritseb struktuurvalemis kindel arv 
elektrone:
• H (vesinik) 2 elektroni
• II ja III perioodi aatomitel 8 elektroni
Valentselektronide arv võrdub rühma numbriga.
Fl (formaalne laeng) = vaba aatomi valentselektronide arv
miinus seotud aatomi  sidumata  elektronide arv miinus pool
seotud aatomi seotud elektronide arv
Näide: metaan (CH4)
Fl(C)=4(val e–) – 0(sidumata e–) – ½ x 8(seotud e–) = 0
Kõigi formaallaengute aritmeetiline summa võrdub 
molekuli
või iooni kogulaenguga
3. Erinevad isomeerialiigid 
Nähtust, kus ühesuguse koostisega, s.t.   ühesuguse 
molekulivalemiga on mitu erineva ehitusega ainet, 
nimetatakse isomeeriaks
Struktuuriisomeerid  on erinevad ühendid, millel on 
samasugune  molekulivalem, aga erinev struktuurivalem. 
Struktuuriisomeeria : ahel- (ahela erinev kuju, hargnenud, 
hargnemata jne),asendi- (funktsionaalrühm erineva koha 
peal)ja funktsionaalisomeeria
Stereoisomeeria (erinevus aatomite ruumilises 
paigutuses): cis-trans  isomeeria e.geomeetriline isomeeria
ja peegelisomeeria e. optiline isomeeria
Asendusrühma vanemusvahekorra määrab küllastumata 
süsinikuga seotud aatomi
järjenumber elementide perioodilisussüsteemis:
I > Br > Cl > S > P > F > O > N > C > H
Optiline isomeeria ( kiraalsus  ja optiline aktiivsus)
Esineb juhul, kui tetraeedrilise süsiniku kõik neli sidet on 
seotud erinevate
asendusrühmadega. Sellist tetraeedrilist süsinikku 
nimetatakse asümmeetriliseks
(kiraalseks)  tsentriks . Aatomite omavaheline järjestus on 
mõlemas isomeeris sama,
erinev on ainult ruumiline paigutus . Kuna see erinevus ei 
kao molekuli üksikosade
pöörlemisel ümber σ-sideme, siis on tegu 
konfiguratsioonilise erinevusega. Saame
joonistada 2 ruumilist isomeeri, mis on teineteise suhtes 
peegelpildid (enantiomeerid).
4.  Aromaatsus , resonants, konjugatsioon  
Aromaatsetel süsivesinikel ehk areenidel on alifaatsetest 
süsivesinikest teistsugused
omadused ja reaktsioonivõime.
Tähtsaim aromaatne süsivesinik on benseen . 
Benseeni puhul leiti, et ta on reaktsioonide suhtes küllaltki 
stabiilne, eriti liitumisreaktsioonide puhul, erinevalt teistest 
kaksiksidemeid sisaldavatest ühenditest. Siiski reageerib 
benseen broomiga aga raud(III)bromiidi kui katalüsaatori 
juuresolekul, aga produktiks on asendusreaktsiooni produkt .
Benseeni struktuuri saab hästi seletada 
resonantsstruktuuride abil. Resonantsteooria 
põhipostulaadiks on, et ühe ühendi jaoks saab kirjutada 
rohkem kui ühe Lewisi struktuuri, kusjuures need erinevad 
ainult nende elektronide paigutuse poolest.
Hückeli reegel ( 1931 ) leidis, et aromaatsus on seotud pii-
elektronide arvuga tsüklis. Planaarsete monotsükliliste 
täielikult konjugeeritud polüeenide puhul on aromaatsed 
need, milles on 4n + 2 pii-elektroni, kusjuures n on täisarv 
0, 1, 2, jne. 
Aromaatsus: 
 
 Aromaatne ühend on tsükliline 
 
 Aromaatne süsteem peab sisaldama (4n + 2)  -

elektroni, n = 0, 1, 2, jne 
 Kõik tsükli aatom

id peavad olema sp2-hübridisatsioonis 
 
 Aromaatne tsükkel peab olema tasapinnaline 
Hückeli reegliga on kooskõlas ka aromaatsed ioonid näiteks
tsükloheptatrienüülkatioon (tropüüliumioon) ja 
pentadienüülanioon
Resonants on elektronide liikumine kaksik-ja üksiksidemete
vahel.
Resonants
Lewis’i struktuurvalemite kirjutamisel on oluline, kuidas 
paiknevad elektronpaarid.
Näiteks võib karbonaatiooni jaoks kirjutada kolm erinevat 
ekvivalentset struktuuri:
Kuigi struktuurid ei ole identsed on nad ekvivalentsed.
Resonantsi teooria sätestab, et kui molekuli või iooni võib 
esitada kahe või enama
Lewisi struktuurina, mis erinevad ainult elektronide 
paigutuse poolest, kehtib kaks
põhimõtet:
1. Ükski resonantsstruktuur ei kirjelda molekuli või iooni 
korrektselt
2. Molekuli või iooni on tegelikult parem esitada selliste 
struktuuride hübriidina
Seega ei ole resonantsstruktuurid molekuli või iooni 
tõelised struktuurid, nad
eksisteerivad ainult teoreetiliselt (paberil).
Konjugatsioon tähendab vaheldumisi paiknevaid üksik- 
ja kaksiksidemeid.
5. Reaktsioonitsentrid, elektrofiilsus, nukleofiilsus 
7. Nukleofiilse asendusreaktsiooni mehhanismid (SN1, SN2) 
8. Elimineerimisreaktsioonid (E1, E2) 
9. Liitumine kordsele sidemele (Markovnikovi reegel) 
10. Süstemaatiline  nomenklatuur