Glukoza - C6H12O6

NH4+ - jonem atomowym o 3 wiązaniach i 1 donorowym

Jon atomowy zawiera 3 wiązania kowalencyjne i jedno donorowo akceptorowe.

Stopień utlenienia H2SO3 - H+I, S+IV, O-II

Najmniejszy stopień utlenienia tlenu jest w: F2O

Wiązanie jonowe charakteryzuje się różnoimiennym przyciąganiem się jonów.

Wiązanie kowalencyjne - o utworzeniu wspólnej pary elektronów.

Kwas glutaminowy - C5H9NO4

Lotność alkanów rośnie ze spadkiem masy.

H2O – polarna.

Sól fizjologiczna – stężenie 0,9 %

Oktadekan – organiczny związek chemiczny z grupy alkanów o wzorze półstrukturalnym CH3(CH2)16CH3.

1 mol O2 = 6,02*10^23

W wiązaniu jonowym siłą wiążącą jest elektrostatyczne przyciąganie różnoimiennych jonów.

Chemia (grec. chemeia) – nauka badająca naturę i właściwości substancji.

Alchemia (arab. al.-chimija) – które prawdopodobnie tworzy przedrostek al.- i greckie słowo chymeia – łączyć, stapiać.

Pierwiastek chemiczny – substancja, której nie można rozłożyć metodami chemicznymi, 1689, R. Boyle. Pierwiastek jest złożony z atomów, zbiór atomów tego samego typu.

Odkrycie prawa zachowania masy – 1790, Antoine Lavoisier. Prawo zachowania masy – ilość masy w układzie zamkniętym nie zmienia się. Ilość substratów jest równa ilości wytworzonego produktu.

Stworzenie koncepcji atomowej – 1808, John Dalton.

Cała nowożytna nauka opiera się na eksperymencie.

Odkrycie prawa okresowości i opracowanie układu okresowego pierwiastków – około 1869, Dmitrij Mendelejew.

Metale – są połyskliwe, są to ciała stałe oprócz rtęci, ciężar własny jest dość duży, przewodzą prąd i ciepło.

Układ okresowy pierwiastków – pewne właściwości chemiczne powtarzały się w sposób okresowy. Ułożenie w szereg względem masy – właściwości powtarzały się co jakiś czas.

H - wodór		Ag – złoto
Li – lit	Be - beryl	Fe – żelazo	B - bar	C - węgiel	N - azot	O - tlen	F - fluor
Na – sód	Mg – magnez	Co – miedź		Si - krzem	P - fosfor	S - siarka	Cl - chlor
K – potas	Ca - wapń	Au – srebro					Br - brom

Okres układu (podział układu) - wiersz, pozioma linijka.

- grupa – pionowa kolumna.

• Okresów jest 7.

• Grup jest 18.

Liczba porządkowa = liczba atomowa.

A – liczba masowa – liczba protonów i neutronów (nukleonów).

Z – liczba atomowa – liczba protonów w jądrze.

X – symbol pierwiastka.

Cząstki elementarne

Nazwa cząstki	Symbol	Masa	Ładunek
Proton	P	1,6725 * 10 -27 kg	+
Neutron	N	1,6748 * 10 -27 kg	-
Elektron	E	9,1093 * 10 -31 kg	+

Nazywanie liczb:

K – kilo – 1000 g, 10 3

M – mega (milion) – 1000 000 g, 10 6

G – giga – 1000 000 000 g, 10 9

T – tera – 1000 000 000 000 g, 10 12

m – miligram – 1/1000, 10 -3

M – mikro – 1/1000 000, 10 -6

n – nano – 1/1000 000 000, 10 -9

p – piko – 1/1000 000 000 000, 10 -12

2000 razy lżejszy jest elektron od protonu i neutronu.

Proton + neutron – mają podobną wagę.

U, ajm, Da - (jednostki masy atomowej).

Jednostka masy atomowej – unit (u) lub dalton (Da) została zdefiniowana jako 1/12 masy atomu węgla 12 C.

1 ajm = 1,66 10 -27 kg.

Liczba atomowa węgla – 6 protonów w jądrze.

Masa węgla – średnia masa protonów + neutronów i oddziaływanie.

Protony są razem w jądrze, gdyż działają na nie siły, które je przyciągają. Jest to stan trwały – o najniższej energii. Możemy zaobserwować mniejszą masę tej jednostki.

Obniżenie masy wskutek obniżenia energii (E = mc2) – Albert Einstain.

Masa wodoru prostego – 1

Masa wodoru drugiego – 2

Masa wodoru trzeciego – 3

Masa atomowa – średnia ważona liczb masowych izotopu danego pierwiastka.

Liczba masowa wody – 1,0079

Prot (wodór 1H) - W skład jądra wchodzi jeden proton. Nie posiada neutronów. Jest izotopem stabilnym.

Deuter (2H lub 2O). W skład jądra wchodzi 1 proton i 1 neutron. Izotop stabilny.

Tryt (3H lub 3T) - 1 proton lub 2 neutrony. Izotop niestabilny.

Mol – liczba Avogadro:

Jeden mol jest to jednostka liczebności materiału, układu zawierającego liczbę cząstek (np. atomów, cząsteczek, jonów, elektronów i innych indywiduów chemicznych, równą liczbie atomów zawartych w 12 gramach izotopu węgla 12C. W jednym molu znajduje się (6,022,14179 +/- 0,00000030/x 10 23cząstek.

Mol – paczka atomów.

Tlen – waży 16 unitów.

Woda – 18 unitów.

Modele atomu:

Thomson – „ciasto z rodzynkami” – jednorodna materia, a w nim jądra atomowe (dodatnie cząstki).

Ruthenford „model planetarny” – ciężkie masywne jądro i lekki elektron krążący wokół.

Bohr „model kwantowy” – poziomy nie są dowolne. Atomy są na kolejnych poziomach, co jedną jednostkę. Porcja energii – porcja między elementami. Nie występują co 0,5 ale co 1 stopień.

*

Fale elektromagnetyczne – telefony komórkowe (fale radiowe).

Częstotliwość – gigaherc (GHz), megaherc (MHz) – 900 MHz.

Herz – jednostka drgań na sekundę.

Fale radiowe v- mm, cm, m, km.

300 000 km/s – prędkość światła.

W ciągu 9 s – pokonuje 3 m – fala radiowa.

W ciągu 1 s – 0,3 m.

Światło jest falą elektromagnetyczną.

Długość światła (VIS) – 1,00 mm – krótkie.

Długość światła (IR) – dłuższe od widzialnych (fale podczerwone).

Długość światła (UV) – krótsze od widzialnych (ultrafioletowe).

Długość światła (γX) – krótsze od widzialnych (rentgenowskie).

Atomy – nie emitują promieniowania. Elektrony umiejscowione na określonych orbitach. Żeby elektron wszedł na wyższy poziom musi przyjąć energię z fali elektromagnetycznej.

Liczby kwantowe:

n = 1,2,3…

• Główna liczba kwantowa – opisuje energię elektronu, a w praktyce oznacza numer jego orbity (powłoki elektronowej).

• Poboczna liczba kwantowa (1-0,1….n-1) oznacza wartość bezwzględną orbitalnego momentu pędu, którą obliczyć można używając relacji J2=1(1+1)(h/2π)2, gdzie h jest stałą Plancka, a w praktyce oznacza numer podpowłoki, do której przypisany jest elektron.

• Magnetyczna liczba kwantowa (m= -1,0,1…..l) opisuje rzut orbitalnego momentu pędu na wybrana oś, którego długość oblicza się używając wzoru Jz = mh/2π.

• Spinowa liczba kwantowa s oznacza spis elektronu, stały dla danej cząstki elementarnej i w przypadku elektronu wynoszący ½ (ze względu na stałą wartość tej liczby kwantowej jest ona niekiedy pomijana).

• Magnetyczna spinowa liczba kwantowa (MS = -s,s=1/2, -1/2) pokazuje, w którą stronę skierowany jest spin, danej cząsteczki elementarnej (tu elektronu).

Powłoki w atomie – 1, 2, 3.

W ramach powłoki:

• 1 podpowłoka – na pierwszej powłoce,

• 1 orbital – na pierwszej powłoce.

• na 1 orbitalu – 2 elektrony np. hel.

Na drugiej powłoce:

• 2 podpowłoki,

• 1 orbital,

• Mogą być 2 elektrony, ale nie muszą.

Beryl – 4 elektrony (2 na 1 powłoce, 2 na 2 powłoce (podpowłoce).

1 powłoka – K

2 powłoka – L

3 powłoka – M

4 powłoka – N

5 powłoka – O

6 powłoka – P

7 powłoka – Q

1 podpowłoka – 0s

2 podpowłoka – 0s, 1p

3 podpowłoka – 0s, 1p, 2d

Kolejność zapełniania powłok elektronowych: odczytujemy z układu okresowego.

Orbitale atomowe:

• Na 1 powłoce – 1 orbital s (kulisty),

• Na 2 powłoce – orbital as i p (3 biszkopty skierowane gwiazdkowo).

Wiązanie chemiczne - to każde trwałe połączenie dwóch atomów. Wiązania chemiczne powstają na skutek uwspólniania dwóch lub więcej elektronów pochodzących bądź z jednego, bądź z obu łączących się atomów lub przeskoku jednego atomu na atom i utworzenia w wyniku tego tzw. Pary jonowej.

Uwspółnianie pary - atomy wodoru wspólnie korzystają ze swoich elektronów (trwała konfiguracja elektronów).

Wiązanie kowalencyjne – polega na uwspólnieniu pary elektronowej, pozwala osiągnąć trwałą konfigurację elektronową. Tworzą niemetale. Występuje do 0,4 różnicy elektroujemności. Przy większej różnicy elektroujemności ulega polaryzacji.

Podział pierwiastków:

• Metale – elektroujemność powyżej 2 – wodór, węgiel, azot, fluor, siarka.

• Niemetale (znajdują się w prawym, górnym rogu układu okresowego) – fosfor, krzem, wodór itd.

Elektroujemność – to miara zdolności przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka, gdy tworzy on związek chemiczny z atomami innego pierwiastka.

Elektroujemność dla wodoru – 2,1

Elektrojemność dla fluoru – 4,0

W drugim okresie zmienia się co pół!

Fluor, tlen – 3,5

Azot – 3

Węgiel – 2,5

Bor – 2

Beryl – 2

Beryl – 1,5

Lit – 1

Wiązanie kowalencyjne mogą tworzyć niemetale pomiędzy sobą!

Do różnicy elektroujemności wynoszącej 0,4 – wiązanie kowalencyjne.

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane:

Woda jest substancją polarną. Rozpuszcza się w niej substancje naładowane (jony) i substancje nienaładowane, ale polarne (hydrofilne). Rozpuszczalne w wodzie (hydrofilne), cząsteczki naładowane (jony) i cząsteczki polarne – ulegają hydratacji (uwodnieniu).

Substancje niepolarne (hydrofobowe) nie rozpuszczają się w wodzie). Nierozpuszczalne w wodzie cząsteczki niepolarne (hydrofobowe) łączą się (asocjują) w wyniku oddziaływań hydrofobowych.

Elektroujemność powyżej 0,4 do 1,7.

I grupa w układzie – litowce.

Objętość wody – 1g/1cm3.

1 l wody = 1 kg.

Niemetale (węgiel, sód) – pow. 2.

Metale.

Wiązanie jonowe – polega na przyciąganiu różnorodnych jonów, jony tworzą sieci krystaliczne; jony przekształcają się elektrostatycznie; jony rozpuszczają się w wodzie.

Wiązanie koordynacyjne – (donorowo akceptowane) rodzaj wiązania kowalencyjnego, polegającego na uwspólnianiu pary elektronowej między dwoma atomami przy czym oba te elektrony pochodzą od 1 atomu.

Wiązanie metaliczne - wiązanie w substancjach metalicznych między dodatnio naładowanymi zrębami atomowymi (rdzeniami), osadzonymi w węzłach sieci przestrzennej, pozostającymi w równowadze z gazem elektronowym, wypełniającym przestrzeń sieciową. Liczba elektronów oddanych przez poszczególne atomy nie odpowiada zwykle liczbie elektronów walencyjnych, zatem zręby atomowe mogą mieć ładunek odmienny niż jony danego metalu w związkach chemicznych.

Wiązanie wodorowe – polega na przyciąganiu elektrostatycznym między atomem wodoru związanym z silnie elektroujemnym atomem i atomem elektroujemnym zawierającym wolne pary elektronowe związane z tlenem i azotem.

H2CO3 – kwas węglowy

HNO2 –kwas azotowy

HNO3 – kwas azotowy

H2SO4 – kwas siarkowy

H3PO4 – kwas fosforowy

1. Rysujemy atom centralny.

2. Przyłączamy wodory poprzez tlen.

3. Pozostałe etery na wiązaniach podwójnych.

Wartościowość

Oddziaływania międzycząsteczkowe:

• Oddziaływania Van der Waalsa,

• Oddziaływania hydrofobowe agregacja grup hydrofobowych w celu zminimalizowania kontaktu z cząstkami liofobowymi (wodą).

Pierwiastek – zbiór atomów tego samego typu.

Atom – jest czymś istniejącym.

Izotop – odmiana pierwiastka. Ta sama liczba atomowa, inna liczba masowa.

Przemiana deuteru w hel – fuzja jądrowa.

Mg O + H2O = Mg (OH)2

Wartościowość – ilość wiązań jakie może wytworzyć atom.

Dysocjacja elektrolityczna – proces rozpadu cząsteczek związków chemicznych na jony (kationy i aniony), zachodzący pod wpływem rozpuszczalnika polarnego (np. wody).

Teoria kwasów i zasad Arrheniusa

Kwasy – to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z wydzielaniem kationów wodorowych.

HCl = H+ + Cl-

Kwasy dzielimy na:

• Beztlenowy (HCl – kwas solny, chlorowodorowy, HBr – kwas bromowodorowy, H2S – siarkowodorowy),

• Tlenowe (HNO2, HNO3, H2SO4, H3PO4).

Al. geri, aluminium

Zasada – to związek , który w roztworze wodnym dysocjuje z wydzieleniem anionów wodorotlenowych.

NaOH = Na+ + OH-

Elektrony lekkie – 2000 razy lżejsze od protonów i neutronów (cięższe).

Promieniotwórczość – procesy przemiany (rozpadu atomów) promieniotwórczych z wydzieleniem promieniowania α, β, γ.

Jeśli neutron0 zamieni się z proton+

N0 → p+ + e-

Alkany – są mało aktywne, parafiny.

Wzór: Cn H2n+2

Etyl C2H6 – etan – CH3CH3

Propyl – C3 H8 – propan – CH3 CH2 CH3

Butyl – C4 H10 – butan – CH3 CH2 CH2 CH3

Pentyl - C5 H12 - pentan – CH3 CH2 CH2 CH2 CH3

Nazewnictwo alkanów

2,2 – di-metylobutan niepolarny, hydrofobowy

1. Znajdujemy najdłuższy łańcuch węglowy.

2. Patrzymy i identyfikujemy grupy boczne.

3. Numerujemy (grupy boczne muszą mieć najmniejsze numery).

4. Nazywamy. Tworzymy nazwę łącząc pozycję grupy bocznej jej nazwę i nazwę łańcucha.

M C6 H14 = 6*12 + 14*1 = 86

M C4 H10 = 5*12 + 10 = 58

mC15 H32 = 15*12 + 32 = 180+32 = 212

Alkany są mało reaktywne, parafiny.

Spalanie alkanów

CH4 + 2CO2 = CO2 + 2H2O

Spalanie może w niedoborze tlenu prowadzić do innych produktów.

CH4 + 1 ½ O2 = CO + 2H2O

CH4 + O2 = C (S) + 2H2O

Chlorowanie alkanów

CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl

Chlorowanie zachodzi w mechanizmie wolnorodnikowym w obecności promieniowania UV.

Metan - budowa

Hydrofilowość (lubi wodę)– właściwość substancji polegająca na zdolności jej cząsteczek do oddziaływania z rozpuszczalnikami polarnymi, głównie z wodą; także cecha makroskopowa materiałów obrazująca ich zdolność do zwilżania wodą.

Lipofilowość – skłonność cząsteczek chemicznych do rozpuszczania się w rozpuszczalnikach niepolarnych jak heksan czy toluen.

Amfilowość (amfipatyczność) – budowa związku chemicznego zawierającego elementy polarne (hydrofilowe) i niepolarne (hydrofobowe).

Chemia organiczna

Vis vitalis – siła życiowa – J.B. von Helmont (XVII w.).

W 1828 r. Friedrich Wochler otrzymał związek organiczny – mocznik z substancją.

Siła życiowa – określenie nadprzyrodzonej siły tkwiącej w każdym organizmie.

Wartościowość – ilość wytworzonych wiązań.

Chemia związków węgla czterowartościowego (za wyjątkiem dwutlenku węgla, cyjanków i ich pochodnych).

Chemia organiczna – chemia węglowodorów i ich pochodnych.

Węglowodory – związki węgla i wodoru.

Elektroujemność – to miara zdolności przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka, gdy tworzy on związek chemiczny z atomami innego pierwiastka.

H – 2.1

C – 2.5

Li – 1

N – 3.0

O – 3.5

F – 4.0

B – 2.0

Fluor – 4

W drugim okresie zmienia się co pół.

Gazy nieszlachetne.

Na – 3 powłoki

1 elektron na powłoce walencyjnej.

Gęstość wody – 1g/cm3.

Wiązanie kowalencyjne – polega na uwspólnianiu pary elektronów, pozwala osiągnąć trwałą konfigurację elektronową.

Przy większej różnicy elektroujemności ulega polaryzacji.

Wiązanie jonowe – polega na przyciąganiu równoimiennych jonów. Jony tworzą sieci krystaliczne.

Na+ Cl-

Wiązanie koordynacyjne

• Jednostka masy atomowej, unit lub Dalton – Da została zdefiniowana jako 1/12 masy atomowej węgla 12C.

• 1 ajm = 1,66 * 10-27 kg.

Masa atomowa – średnia ważona liczb masowych izotopów danego pierwiastka.

Jeden mol jest to jednostka liczebności materii układu, zawierającego liczbę cząstek (np. atomów, cząsteczek, jonów równą liczbie atomów zawartych w 12 gramach izotopu węgla 12C.

• w jednym molu znajduje się (6,02214179 + 0,00000030) * 1023 cząstek

400 – 800 zakres widzialny.

Promieniotwórczość

• procesy przemiany i rozpadu atomów promieniotwórczych z wydzieleniem promieniowania α, β i γ.

Alfa – jądra helu (2 protony + 2 neutrony).

Beta – strumień elektronowy z jądra atomowego.

Gamma - Promieniowanie gamma jest, wysyłane przez jądra pierwiastków promieniotwórczych. Jest to bardzo przenikliwe promieniowanie elektromagnetyczne o długość fali mniejszej od 10-10 m. Fale gamma powstają również w wyniku anihilacji elektronów ujemnych i pozytonów, a także z rozpadu mezonów, stąd ich obecność w promieniowaniu kosmicznym.

N0 = p+ + e-

Wspólną cechą pierwiastka jest liczba atomowa, a różnią się liczba masową.

Wzbogacenie izotopów promieniotwórczych.

Klasyfikacja związków chemicznych

Hemki:

• obojętne,

• kwasowe – bezwodniki kwasowe,

• amfoteryczne,

• zasadowe – bezwodniki zasadowe.

Hemki – połączenia pierwiastku z hemem.

Hemki kwasowe reagując z wodą wytwarzają kwas:

CO2 + HsO = H2CO3 (kwas węglowy).

Wartościowość – ilość wiązań, które może wytworzyć.

Hemki zasadowe – w połączeniu z wodą tworzy zasadę.

MgO + H2O = Mg (OH)2

Hemki amfoteryczne – hemki zachowujące się albo jak kwasowe labo jak zasadowe.

Dysocjacja elektrolityczna – proces rozpadu cząsteczek związków chemicznych na jony, zachodzący pod wpływem rozpuszczania polarnego (np. woda).

Kwasy – substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z wydzieleniem kationów wodorowych.

• Beztlenowe - HCl (chloro-wodorowy), HBr (bromo-wodorowy), H2S (siarko-wodorowy).

• Tlenowe - HNO3 (kwas azotowy 5), HNO2 (kwas azotowy 3), H2SO4 (kwas siarkowy), H3PO4 (kwas fosforowy).

Jak narysować cząsteczkę kwasu?

• Atom centralny,

• Przyłączamy wodory przez tlen,

• Pozostałe tleny na wiązaniach podwojnych.

Wartościowość – liczba kresek.

H2SO3

Kwas chlorowy – HClO3

Kwas chlorowy I – HClO

Kwasy:

• Mocne – HCl, HNO3, H2SO4 – wydziela dużo kationów wodorowych.

• Słabe – HBr, H2S, HNO2, H2SO3 – wydziela mało kationów, nie chcą w ogóle dysocjować.

HCl = H+ + Cl- (kation wodorowy, anion reszty kwasowej)

HNO3 = H+ + NO3-

H2SO4 = 2H+ + SO4(2-)

HBr = H+ + Br-

Roztwory – to jednorodna optycznie, nierozdzielająca się mieszanina dwóch lub więcej składników. Składa się z rozpuszczalnika i substancji rozpuszczanej.

H2O2 – nadtlenek wodoru.

• Miarą proporcji ilości rozpuszczalnika jest i substancji rozpuszczonej jest stężenie roztworu.

• Stężenie molowe – ilość moli w 1 l roztworu.

• Stężenie % to ilość gramów (ml) substancji rozpuszczanej w 100 g (ml) roztworu.

Roztwór nasycony – to roztwór pozostający w równowadze z nadmiarem substancji nierozpuszczonej.

Stopień utlenienia – to wartość ładunku elektrycznego atomów w cząsteczce związku chemicznego przy założeniu, że wszystkie wiązania chemiczne w danej cząsteczce mają charakter wiązań jonowych.

Suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce obojętnej wynosi 0, a w jonach ma wartość ładunku jonu.

Czyste pierwiastki (w postaci atomów, cząsteczek kryształów czy metale) mają stopień utlenienia równy 0.

• stopień utlenienia pierwiastków w stanie wolnym wynosi zero, niezależnie od tego, czy substancja występuje w postaci pojedynczych atomów, czy w postaci cząsteczek, np.

• suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce obojętnej równa jest zero, a w jonie złożonym równa jest jego ładunkowi;

• stopień utlenienia pierwiastka w jonie prostym jest równy ładunkowi jonu, np. Pb 2+ → (+2), Ag + → (+1), Pb 4+ → (+4), Cl- → (–1),

• stopień utlenienia fluoru we wszystkich związkach wynosi –1;

• stopień utlenienia wodoru w związkach jest równy +1, z wyjątkiem wodorków metali, w których wynosi on –1, np. NaH;

• stopień utlenienia tlenu w związkach wynosi –2, z wyjątkiem fluorków tlenu, w których wynosi +2 (OF 2 ) lub +1 (O 2 F 2 ) oraz związków zawierających wiązania tlen-tlen, np. w nadtlenkach (st. utl. -1), ponadtlenkach (st. utl. −½) i ozonkach (st. utl. -⅓);

• metale zazwyczaj przyjmują dodatnie stopnie utlenienia;

• pierwiastki pierwszych dwóch grup głównych występują wyłącznie na jednym stopniu utlenienia, i tak dla grupy 1 (litowce) na +1, grupy 2 (berylowce) na +2.

Reakcje utleniania i redukcji:

Reakcja, w której następuje zmiana stopnia utlenienia atomów lub ich grup jest reakcją redoks, gdyż każdej reakcji redukcji musi towarzyszyć reakcja utlenienia i na odwrót.

2H 2 + O 2 ⇄ 2H 2 O

wodór się utlenia tlen się redukuje

wodór jest reduktorem tlen jest utleniaczem

Chemia organiczna

Szereg homologiczny n-alanów:

• Metan – CH4

• Etan – CH3CH3

• Propan – CH3CH2CH3

• Butan – CH3CH2CH2CH3

• Pentan – C3CH2CH2CH2CH3

Węglowodory nie są polarne, hydrofobowymi (nie lubiące wody), lipofilowymi (lubiącymi tłuszcze).

Mogą się kręcić wokół siebie.

Alkeny – to węglowodory, w których występuje jedno podwójne wiązanie chemiczne między atomami węgla.

Etan – nie mogą się kręcić.

Buten

1-buten H2C = CH – CH2 – CH3

2-buten H3C – CH = CH – CH3 izomery cis

Izomeria

Izomery cis-trans mogą występować w związkach liniowych, które mają podwójne wiązanie C=C. Występowanie izomerów wynika z faktu zablokowania możliwości rotacji wokół wiązań C=C. Warunkiem koniecznym występowania izomerii cis-trans jest istnienie dwóch różnych podstawników przy każdym z atomów związanych podwójnym wiązaniem lub będącym częścią pierścienia cyklicznego.

Związki alifatyczne

Węgiel jest 4-wartościowy – wytwarza 4 wiązania wokół siebie.

W węglowodorach – wiązania pomiędzy węglem i wodorem. Węgiel stanowi szkielet związku.

Alkany – Cn H2n+2

Węgiel może wytwarzać pojedyncze, podwójne i potrójne wiązania. .

Wodór – tylko pojedyncze!

Alkany – do 20:

1. Metan.

2. Etan.

3. Propan.

4. Butan.

5. Pentan.

6. Heksan.

7. Heptan.

8. Oktan.

9. Nonan.

10. Dekan.

11. Undekan.

12. Dodekan.

13. Tridekan.

14. Tetradekan.

15. Pentadekan.

16. Heksadekan.

17. Heptadekan.

18. Oktadekan.

19. Nonanekan.

20. Eikozan.

Butan – C4H10

Izomery – ten sam wzór sumaryczny, a różna budowa.

Nazewnictwo alkanów:

N alkany – liniowy (20 alkanów).

1. Wybieramy najdłuższy łańcuch (sekwencja węgli) – 4

2. Numerujemy.

3. 4 węgle – butan, 2- grupy metylowe.

2,2 dimetylobutan (zapisujemy, przy którym węglu znajduje się jedna i druga grupa.

Alkeny – węglowodory, w których występuje jedno podwójne wiązanie chemiczne między atomami węgla.

Izomeria

Izomery cis-trans mogą występować w związkach liniowych, które maja podwójne wiązanie.

Izomery butenu:

• Nie przechodzą, są zamrożone w pozycjach,

• 4 węgle w szeregu, związek alken (dlatego nazwa buten).

Są to wzory strukturalne.

Eten – ma wiązanie podwójne – nie ma rotacji, jest stały, nie kręci się.

Różnica w budowie (skutki):

• Właściwości fizykochemiczne (topnienie, stan skupienia).

Grupy metylowe – są większe (ważniejsze).

Buten – C4H8.

Każdy węgiel musi mieć 4 wiązania!

Stan:

• Budowa teraetryczna.

Metan

Najprostszy węglowodór nasycony (alkan). W temperaturze pokojowej jest bezwonnym i bezbarwnym gazem. Jest stosowany jako gaz opałowy i surowiec do syntezy wielu innych związków organicznych.

Metan jest piramidą – czworościanem foremnym - tetraeten.

Wszystkie wiązania są równocenne.

Kąty między wiązaniami to 109° 28'.

Wiązanie podwójne węgla - jest płaski.

Wiązanie pojedyncze – przestrzenny.

Reakcje alkanów:

• Spalanie

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

Spalanie może w niedoborze tlenu prowadzić do innych produktów:

CH4 + 1 ½ O2 = CO + 2H2O

CH4 + O2 = C(S) + 2H2O

• Chlorowanie

CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl – substytucja (wymiana)

CH3Cl – chlorometan

Chlorowanie zachodzi w mechanizmie wolnorodnikowym w obecności promieniowania UV.

Spalanie w hermetycznym pomieszczeniu prowadzi do powstawania toksycznych związków.

Reakcje alkenów:

• Spalanie.

• Addycja (przyłączenie).

W alkanach wiązania:

• Węgiel – węgiel – mocniejsze,

• Węgiel – wodór – słabsze.

Substytucja – oderwanie słabszego węgla i przymocowanie mocniejszego.

Alkiny (zwyczajowo acetyleny) - organiczne związki chemiczne, węglowodory nienasycone, w których występuje co najmniej jedno wiązanie potrójne między atomami węgla (-C≡C-). Najprostszym alkinem jest acetylen (etyn), H-C≡C-H. Alkiny są bardziej reaktywne od alkanów i alkenów, są nietrwałe i podlegają wielu samorzutnym reakcjom. Ogólny wzór alkinów: C n H 2n−2 . Alkiny, tak jak wszystkie węglowodory, ulegają reakcjom spalania.

Węglowodory aromatyczne

• Cykliczne,

• Posiadają sprzężony układ wiązań podwójnych,

• Spełniają regułę Huckla (4n+2 sprzężonych elektronów π).

Benzen

• Związek cykliczny – zamknięty układ.

Układ sprzężony – co drugie wiązanie jest podwójne.

Układ skumulowany –podwójne wiązania koło siebie.

Układ separowany – pojedyncze wiązania koło siebie.

Benzen

Atom wodoru – 1 proton + 1 elektron.

Elektron jest 2000 razy mniejszy.

Elektrony się przemieszczają – prąd elektryczny.

W benzenie:

• Spalanie

• Addycja – w rzeczywistości nie zachodzi pomimo, że jest wiązanie podwójne. Przez współpracę wzmacniają się (3 razem), a addycja zniszczyłaby to.

Zachodzi substytucja wodoru!

Substytucja elektrofilowa w pierścieniu aromatycznym reakcja zachodzącej dla związków aromatycznych, w której czynnikiem atakującym jest elektrofil.

• Halogenowanie,

• Nitrowanie,

• Sulfonowanie,

• Alkilowanie.

Na teście nazywanie związków!

Węglowodory aromatyczne

Benzen

Naftalen

Fenatren

Toluen (metylobenzen)

Wzajemne położenie:

• Ortoksylen,

• Meta ksylen,

• Paraksylon – u dołu.

Alkany – właściwości:

• Temp. topnienia metanu – 180 stopni C.

• Temp. wrzenia metanu – 160 stopni C.

Metan, etan, propan, butan – gazy w temp. pokojowej. (1-4).

5-15 – ciecze w temp. pokojowej.

Powyżej 15 – ciała stałe w temp. pokojowej.

Budowa polarna (biegunowa) – istotna różnica elektroujemności.

woda

Tlen elektroujemność – 3,5

Wodór – 2,1

Cząsteczka polarna – hydrofobowa.

Hydrofilowość – mogą wnieść inne atomy niż węgiel i wodór np. chlor.

C6H6 – benzen – 78 g/mol.

Węgiel – 12 g/mol.

Wodór – 1 g/mol - jest cieczą.

Pochodne węglowodorów:

Związki organiczne zawierające charakterystyczną grupę funkcyjną nazywamy pochodnymi węglowodorów.

• Halogenki,

• Alkohole.

• Ketony,

• Aldehydy,

• Kwasy karboksylowe,

• Aminy.

Fluor – najbardziej elektroujemny (4,0).

Fluor, chrom, brom, jod – fluorowce (17 grupa).

Chlorowcoalkany (halogenki alkilowe) pochodne alkanów zawierające w cząsteczce jeden lub więcej atomów halogenu.

Freony – pochodne chlorowcowe alkanów, zawierające w cząsteczce jednocześnie atomy fluoru i chloru, niekiedy także bromu, np. dichlorodifluorometan (F-12), dichlorotetrafluoroetan (F-114). Niższe freony mają dużą prężność pary w niskich temperaturach i duże ciepło parowania, są bezwonne lub mają zapach eteru dietylowego, pozbawione barwy, nietrujące i niepalne, nie powodują korozji metali, są łatwe do skroplenia.

Wyższe freony wykorzystywane są jako smary i oleje izolacyjne. Gazowe freony były szeroko stosowane w urządzeniach chłodniczych oraz jako gazy nośne w rozpylaczach kosmetycznych i gaśnicach.

• W aerozolach,

• Lodówkach,

• Klimatyzacji,

• Są czynnikami roboczymi rozprężającymi.

Freon-12 – difluodichlorometan

Etan – związek 2-węglowy – końcówka!

• Budowa tetraedryczna

• Swoboda rotacji wiązań C-C

Teflon (PTFE) – nazwa handlowa polimeru o nazwie systematycznej politetrafluoroetylen – [CF2-CF2-]n- Tworzywo to wynalazł w 1938 Roy J. Plunkett w laboratorium DuPonta Jackson Laboratory. Synteza teflonu została opatentowana przez firmę DuPont w 1956. Patent ten już wygasł, jednak nazwa "teflon" jest wciąż znakiem towarowym tej firmy i inni producenci tego polimeru nie mają prawa posługiwać się tą nazwą.

• 2 węgle

• 4 fluory

Związek podlega polimeryzacji, hydrofobowość, mała reaktywność.

Alkohole

Alkohole – związki organiczne zawierające jedną lub więcej grup hydroksylowych połączonych z alifatycznym atomem węgla.

etanol

Propanol Propanol (izomer)

Rzędowość alkoholi – rzędowość węgla, przy którym jest grupa hydroksylowa.

Rzędowość atomu węgla to liczba określająca ile tetraedrycznych atomów węgla (o hybrydyzacji sp³) jest przyłączonych do określonego atomu związku organicznego.

Rzędowość alkoholu jest równa rzędowości atomu węgla, z którym połączona jest grupa hydroksylowa.

Metanol – 0-rzędowość

Etanol – 1-rzędowy – grupa OH jest przy węglu, który ma 1 węgiel wokół siebie.

2 propanol (przy środkowym węglu) – 2-rzędowy.

Alkohole są polarne:

• Grupa OH wnosi polarność i hydrofilowość.

• Węglowodór jest hydrofobowy (bardziej hydrofobowy kiedy jest dłuższy).

Narasta hydrofobowość w dłuższym łańcuchu.

Etanol rozpuszcza się w wodzie, jest polarny.

Propanol też się rozpuszcza.

Metanol – ciecz, masa cząsteczkowa.

Tlen – 16 g/mol.

Węgiel – 12 g/mol.

Wodór – 1 g/mol.

O2 – stan gazowy – 32 g/mol.

Stan gazowy – zależy od masy.

Synteza alkoholi:

• hydroliza halogenków alkilów,

• hydratacja (uwodnienie) alkenów (zachodzi w środowisku kwaśnym),

• edukcja: aldehydów (alkohole I-rzędowe) ketonów (tylko alkohole II-rzędowe)

• fermentacja alkoholowa.

Reakcje alkoholi:

• Tworzą alkoholany z metalami aktywnymi

• Ulegają katalitycznej dehydratacji (odwodnieniu)

• Ulegają estryfikacji - reakcji z kwasami organicznymi bądź nieorganicznymi, powstają estry

• Utlenianie - alkohole pierwszorzędowe do aldehydów, a drugorzędowe do ketonów:

R-CH2OH + CuO → R-CHO + Cu + H2O

R-CHOH-R + CuO → R-CO-R + Cu + H2O

Ze względu na obecność silnie elektroujemnego atomu tlenu i związanego z nim atomu wodoru alkohole tworzą wiązania wodorowe, ulegając asocjacji w większe struktury. Niższe alkohole takie jak metanol, etanol i propanol mają niskie temperatury wrzenia i dużą lotność. Niższe alkohole dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych (np. wodzie), natomiast wyższe lepiej rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych (przeważa część hydrofobowa).

Wiązania chemiczne:

WIĄZANIE JONOWE - polega na przejściu jednego lub kilku elektronów walencyjnych z atomów pierwiastka elektrododatniego do atomów pierwiastka elektroujemnego. Atom pierwiastka oddający eletrony staje się kationem, a atom przyjmujący elektrony staje się anionem. Powstałe różoimienne jony przyciągają się siłami elektrostatycznymi, tworząc wiązanie - sieć jonową.
Wiązania jonowe są wiązaniami mocnymi.
Powstają pomiędzy pierwiastkami, w których różnica elektroujemności jest większa od 1,7 (wg skali Paulinga), np.: chlorek sodu - Na Cl
Na - 1e --> Na⁺
Cl + 1e --> Cl ^-
Każdy jon sodu jest otoczony sześcioma jonami chlorkowymi, a każdy jon chlorkowy sześcioma jonami sodowymi. Nie można rozróżnić, który kation sodu do którego anionu chlorkowego należy, podobnie jak nie da się określić, który anion chlorkowy należy do którego kationu sodu. Cały kryształ traktuje się więc jako jedną makrocząsteczkę. Związki połączone wiązaniem jonowym charakteryzuje:

• krystaliczna budowa

• dobra rozpuszczalność w wodzie

• wysoka temperatura topnienia

• przewodnictwo elektryczne - zarówno w roztworze jak i w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny.

Wiązanie jonowe tworzy się w litowcach (wykluczając wodór) oraz berylowcach w związkach z tlenowcami i fluorowcami.

WIĄZANIE KOWALENCYJNE (atomowe) - polega na utworzeniu wspólnej pary elektronów (wiązanie pojedyncze), dwóch wspólnych par elektronów (wiązanie podwójne) lub trzech wspólnych par elektronów (wiązanie potrójne), przez dwa atomy, z których każdy dostarcza do wytworzenia wspólnego dubletu (lub dubletów) taką samą liczbę niesparowanych elektronów.
Wiązania kowalencyjne występują pomiędzy pierwiastkami, w których różnica elektroujemności jest równa 0. Przykładami takiego wiązania są cząsteczki dwuatomowe: H₂, O₂, N₂, Cl₂, Br₂, I₂. np.:

Warunkiem utworzenia wiązania kowalencyjnego przez dany atom, jest obecność przynajmniej jednego niesparowanego elektronu. Uwspólnianie elektronów powoduje, że atomy uzyskują oktet elektronów, czyli konfigurację najbliższego gazu szlachetnego.
W rachunkach uwspólnione elektrony należy liczyć podwójnie: raz, że należą do jednego atomu, a drugi raz do drugiego atomu.

Związki kowalencyjne (tworzące wiązania kowalencyjne), tworzą w stanie stałym sieć krystaliczną zbudowaną z odrębnych cząsteczek. Mają niskie temperatury topnienia i wrzenia, rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych lub słabo polarnych. Skroplone związki kowalencyjne i ich roztwory, nie przewodzą prądu elektrycznego, ponieważ nie ulegają dysocjacji. Reakcje między związkami kowalencyjnymi polegają na rozerwaniu istniejących wiązań i tworzeniu nowych.

WIĄZANIA KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE - polega na uwspólnieniu pary elektronów, ale wspólna para nie należy w jednakowym stopniu do obu atomów, lecz jest przesunięta w kierunku atomu bardziej elektroujemnego. Zjawisko przesunięcia uwspólnionej pary elektronów w kierunku jednego z atomów, nosi nazwę polaryzacji wiązania. Ma to miejsce w przypadku, kiedy atomy pierwiastków różnią się elektroujemnością, ale różnica nie przekracza 1,7 w skali Paulinga.
Polarność wiązania rośnie w miarę jak zwiększa się różnica miedzy elektroujemnościami pierwiastków. Jeśli przekroczy wartość 1, 7 wiązanie przyjmuje charakter jonowy.
Wiązanie spolaryzowane jest najbardziej pospolite dla związków nieorganicznych i organicznych w skład których wchodzą atomy niemetali różniących się dość znacznie wartością elektroujemności.
Przykład wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego: połączenie chloru i wodoru w cząsteczce chlorowodoru.

WIĄZANIE KOORDYNACYJNE (semipolarne) - stanowi szczególny przypadek wiązanie typu kowalencyjnego. Polega na utworzeniu wspólnej pary elektronowej z elektronów dostarczonych przez jeden atom (tzw. donor). drugi atom (tzw. akceptor) uzupełnia własną powłokę walencyjną elektronami donora. Warunkiem powstania wiązania koordynacyjnego jest zderzenie drobiny posiadającej wolną parę elektronową z drobiną dysponującą luką elektronową lub wolnym orbitalem w powłoce walencyjnej. Przykład: wiązania w tlenku siarki (IV).

WIĄZANIE METALICZNE - powstanie wiązania metalicznego polega na przekształceniu atomów tego samego metalu lub atomów różnych metali w zbiór kationów i swobodnie poruszających się między nimi elektronów. Wiązanie metaliczne może istnieć w stanie stałym lub ciekłym.
W stanie stałym węzły sieci krystalicznej metalu lub stopu są obsadzone przez kationy wykonujące wyłącznie ruchy oscylacyjne wokół węzła, natomiast zdelokalizowane elektrony poruszają się swobodnie w obrębie całego kryształu, podobnie jak drobiny substancji w stanie gazowym. Z tego względu mówi się o gazie elektronowym (chmurze elektronowej) wiązania metalicznego.
Kationy stanowiące rdzenie atomowe utrzymują się w swoich położeniach dzięki przyciądaniu elektrostatycznemu elektronów.

Właściwości metali wiążą się z istniejącym wiązaniem metalicznym:

• dobre przewodnictwo cieplne i elektryczne można uzasadnić ruchliwością elektronów należących do dazu elektronowego;

• połysk metaliczny wynika stąd, że pod wpływem światła widzialnego, elektrony znajdujące się na powierzchni kryształu wykonują drgania o częstotliwości promieniowania padającego. Promienie odbite mają taką samą częstotliwość jak promienie padające, co postrzegamy jako charakterystyczny połysk metalu;

• plastyczność - ciągliwość, kowalność metali, tłumaczy się brakiem w krysztale kierunków uprzywilejowanych, a więc można przesuwać płaszczyzny sieciowe i powodować pęknięcia metali.

WIĄZANIE WODOROWE - jest to oddziaływanie (zwykle słabe) między kowalencyjnie związanym atomem wodoru i należącym do innej cząsteczki atomem silnie elektroujemnym, dysponującym wolną parą elektronową. Atom wodoru (proton) może byś związany równocześnie z dwoma atomami, jeśli mają one małe wymiary i dużą elektroujemność. Wiązanie wodorowe występuje najczęściej w związkach wodoru z fluorem, chlorem, tlenem, azotem. Wiązanie wodorowe występuje np.: między cząsteczkami wody. Substancje, w których występuje wiązanie wodorowe charakteryzują się wysokimi temperaturami wrzenia
i topnienia.

Rozdzielanie izomerów:

2-propanol od 1-metanol

• metoda destylacji – podgrzewamy, odbieramy je i skraplamy. Wcześniej spadnie na dno 2-propanol.

Destylacja – metoda rozdzielania substancji ciekłych, które różnią się lotnością.

Fenole

Fenole – związki, które posiadają grupę hydroksylową przy wodorze aromatycznym. Wykazują kwasowość i mogą tworzyć z zasadami fenolany.

Fenol

Fenole są kwasami i są toksyczne.

1-naftol (naftalen-1-ol)

2-naftol (naftalen-2-ol)

Związki, których barwa zależy od kwasowości otoczenia to antocyjany.

Fenol – zbudowany na benzenie.

Jeśli otoczenie jest kwaśne, jest dużo protonów.

Związki karbonylowe

• są polarne,

• węgiel pośrodku jest płaski.

• tlen na podwójnym wiązaniu przy węglu.

Grupa karbonylowa – grupa funkcyjna występująca w wielu typach związków organicznych, składająca się z atomu węgla połączonego wiązaniem podwójnym z atomem tlenu. Atom węgla w grupie karbonylowej ma hybrydyzację sp2, w wyniku czego jest ona płaska. Aldehydy otrzymuje się przez utlenienie pierwszorzędowych alkoholi.

Aldehydy:

• przy węglu karboksylowym przynajmniej 1 wodór.

Aldehydy to związki organiczne posiadające grupę aldehydową, czyli grupę karbonylową (C=O) połączoną z jednym (-CHO) lub dwoma (CHO) atomami wodoru.

Reakcje aldehydów:

• redukcja do alkoholi I-rzędowych

• utlenianie do kwasów karboksylowych

• addycja amoniaku lub amin, z eliminacją wody, daje iminy

• kondensacja aldolowa.

Metanol – 1 wodór, al.-aldehyd.

Ketony – 2 węgle obok siebie.

Ketony to grupa związków organicznych zawierających grupę karbonylową (C=O) połączoną z dwoma atomami węgla.

Propanon - podst. keton (dimetyloketon). Najprostszym ketonem jest aceton (propanon).

• 3 węgle,

• On – jak keton.

• O – grupa karboksylowa.

• OH – grupa hydroksylowa.

Otrzymywanie:

• katalityczne odwodornienie alkoholi II-rzędowych

• addycja wody do alkinów (z wyjątkiem acetylenu).

Kwasy karboksylowe:

• Przy 1 węglu jest grupa karboksylowa i hydroksylowa.

• Wodory są w stanie oddać je do roztworu (OH).

Kwasy karboksylowe – grupa organicznych związków chemicznych zawierająca grupę karboksylową.

Atom wodoru w grupie karboksylowej ulega odszczepieniu w formie kationu wodorowego, co zgodnie z teorią Arrheniusa nadaje tym związkom charakter kwasowy.

Kwasy karboksylowe ulegają dysocjacji na kation wodorowy i anion reszty kwasowej.

Reakcje kwasów karboksylowych:

• Redukcja do alkoholi

• Estryfikacja

• Tworzenie amidów.

Kwas mrówkowy – kwas metanowy.

Kwas octowy – kwas etanowy.

Kwas propionowy- propanowy.

Kwas masłowy- butanowy.

Kwas walerianowy - n-pentanowy.

Reakcja dysocjacji świadczy o kwasowości.

Kwasy są hydrofilowe.

Wyższe kwasy tłuszczowe:

• Są hydrofobowe i niepolarne.

Kwasy tłuszczowe (karboksylowe) to kwasy wchodzące w skład tłuszczów. Tworzą szereg homologiczny nasyconych kwasów monokarboksylowych, zwany szeregiem homologicznym kwasów tłuszczowych. Wyższe kwasy tłuszczowe zbudowane są z parzystej liczby atomów węgla, a ich liczba wynosi najczęściej 12–20.

Kwas palmitynowy – C15H31 COOH

Kwas stearynowy – C17H35 COOH

Kwas oleinowy – H17H33COOH

Kwas stearynowy – mydła, świeczki.

18 węglowy, 4-wartościowe wodory.

C17 H36 COOH

• Ciało stałe.

Kwas oleinowy:

• Ciecz,

• Cis (izomer).

Estry – produkty połączenia kwasu karboksylowego z alkoholem.

Wosk, tłuszcz – estry wyższych kwasów tłuszczowych i wybranych alkoholi.

WOSKI – estry długich alkoholi i wyższych kwasów tłuszczowych (ciała stałe) – R 1 i R 2 – długie łańcuchy węglowe- nierozpuszczalne w wodzie (hydrofobowe)

LIPIDY – estry glicerolu (lub sfingozyny) i wyższych kwasów tłuszczowych oraz kwasu ortofosforowego- hydrofobowe lub amfipatyczne.

Lipidy występujące w błonach komórkowych można podzielić na trzy grupy:

- fosfolipidy

- glikolipidy
- cholesterol.

Wosk:

• Niepolarny,

• Ciało stałe,

• Ma dużo węgli (kilkadziesiąt atomów, 30-80).

Lipidy – tłuszcze proste – estry glicerolu lub sfingozyny.

• Hydrofobowe – nie lubią wody,

• Amfipatyczne – cząsteczka na 2 części (jedna lubi wodę, druga nie).

Estrogen – produkt estryfikacji.

Glicerol – propan-tri-ol – 3 węgle, 3 grupy hydroksylowe.

• Może przyłączyć 3 kwasy.

Micele:

To cząstki występujące w trwałych emulsjach. Tworzą je związki chemiczne o własnościach amfifilowych. Micele są kulistymi tworami zawierającymi od kilkudziesięciu do kilkuset cząsteczek.

Mydła to sole sodowe (stałe) lub potasowe (płynne) kwasów tłuszczowych.

Sole wapniowe i magnezowe są nierozpuszczalne w wodzie.

Hydrolizują z utworzeniem roztworu silnie zasadowego (pH>7) (jako sól mocnej zasady i słabego kwasu).

Mają cząsteczkę amfipatyczną (hydrofobowo-hydrofilną) i tworzą roztwory koloidalne:

- micele

- odwrotne micele

- podwójne warstwy

Obniżają napięcie powierzchniowe na granicy faz - umożliwia zmywanie/pranie poprzez otaczanie kropli hydrofobowego tłuszczu pojedynczą warstwą mydła – powodując jej hydrofilność (rozpuszczalność w wodzie).