HOOFDSTUK I: STRUCTUUR EN BINDING

1. HOOFDSTUK I: STRUCTUUR EN BINDING Mc Murry: pagina 1-28 pagina 34-43

2. I.1 Inleiding • Waarom : • Elk levend wezen bestaat uit organische verbindingen: • Haar, huid, spieren: proteïnen • Genetisch materiaal: DNA • Geneesmiddelen: (aspirine) • Kleding: synthetische vezels (nylon) • Voeding: vitaminen, kleurstoffen • Wat: • Chemie van koolstof en zijn verbindingen • C: tweede periode, vierde groep • zes elektronen, vier valentie-elektronen • http://www.webelements.com; http://www.periodictableonline.org

3. Het Periodiek Systeem van de Elementen Periode Groep

4. I.2 Atoomstructuur: orbitalen en elektronenconfiguratie (Mc Murry: p 7-9) • Beweging van elektronen rond de kern : gedefineerd door golffuncties of • orbitalen: ruimte waar een elektron 90-95% van zijn tijd doorbrengt • Vier verschillende types : s, p, d en f s orbitaal p orbitaal knoopvlak px py pz s

5. d orbitalen f orbitalen knoopvlak • Knoopvlak: daar waar de golffunctie van teken verandert en de elektronendensiteit nul is • Elektronen: ondergebracht in schillen, aantal knoopvlakken neemt toe met toenemende schil • Verschillende schillen hebben verschillende type en aantal orbitalen 1s 2s 3s

6. 5f 4f De energie en de aard van de orbitalen in het atoom beschikbaar voor de elektronen: Beschrijving van een elektronenconfiguratie: = beschrijving van de orbitalen die door de elektronen ingenomen worden 3 regels

7. (1) Aufbau-regel : eerst bezetting van de orbitalen met de laagste energie-inhoud, !!! 3p < 4s < 3d (2) Exclusieprincipe van Pauli: per orbitaal: maximaal twee elektronen, met tegenovergestelde spin (3) Regel van Hund: in geval van verschillende orbitalen met dezelfde energie (bv. de drie p-orbitalen) eerst in elk van die orbitalen één elektron tot alle orbitalen halfvol, de elektronen in de halfgevulde orbitalen hebben gelijke spinoriëntatie

8. Grondtoestand elektronenconfiguratie van enkele elementen Element Atoomgetal verdeling van de elektronen over de orbitalen Z 1s 2s 2px 2py 2pz 3s Waterstof H 1 1 Helium He 2 2 Lithium Li 3 2 1 Beryllium Be 4 2 2 Boor B 5 2 2 1 Koolstof C 6 2 2 1 1 Stikstof N 7 2 2 1 1 1 Zuurstof O 8 2 2 2 1 1 Fluor F 9 2 2 2 2 1 Neon Ne 10 2 2 2 2 2 Natrium Na 11 2 2 2 2 2 1 Magnesium Mg 12 2 2 2 2 2 2 Het verdelen van elektronen over gedegenereerde orbitalen gebeurt zo dat steeds een maximum aantal ongepaarde elektronen aanwezig is met parallelle spin. (Regel van Hund)

9. Valentie-elektronen van de eerste 18 elementen

10. ionaire binding covalente binding

11. aantal gedeelde elparen= aantal covalente bindingen = • (aantal el voor edelgasconfiguratie) • - (aantal valentie el - effectieve ladingen) 2 Kekulé - Lewisstructuren:Mc Murry (p 34-43) CH4 {(8 + 4x2) – (4 + 4x1)}/2 = 8/2 = 4 FCN {(3x8) – (7 + 4 + 5)}/2 = 8/2 = 4 H2O2 {(2x8 + 2x2) – (2x6 + 2x1)} = 6/2 = 3 H3O+ {(8 + 3x2) – (6 + 3x1 – 1)}/2 = 6/2 = 3

12. Resonantiestructuren of kanonieken: verschillen alleen in de plaats van de p- en niet-bindende elektronen, de kernen bezitten dezelfde posities ! formele lading = {(aantal valentie el) – (aantal covalente bind) – (aantal vrije el)} OF: splits gebonden e paren en vgl met aantal valentie el

13. Kekulé - Lewisstructuren: voorbeelden Geladen moleculen

14. relatieve elektronegativiteit: F > O > N > C Niet-geladen moleculen

15. Aantal regels voor het tekenen van resonantiestructuren (1) Enkel verplaatsing van elektronen, kernen van atomen blijven op dezelfde plaats (2) Een tweede periode-element (C, N, O) kan maximaal 8 valentie-elektronen bezitten, derde periode-elementen kunnen wel tot 12 elektronen in de valentieschaal opnemen (cfr. D-orbitalen) Tip: teken steeds de vrije el paren (3) Rekening houden met elektronegativiteit der atomen in geval van geladen structuren relatieve elektronegativiteit: F > O > N > C

16. Bijdrage van kanonieken tot de reële structuur • Geladen resonantiestructuren minder gunstig dan niet-geladen • (2) Voorkeur aan kanonieken waar alle tweede periode-elementen octetconfiguratie bezitten • Voorkeur aan structuur waarin negatieve lading op meest elektronegatieve atoom • (Opmerking: geen ongeladen structuur mogelijk voor CH2N2) Mierenzuur (linkse kanoniek grootste bijdrage)

17. Betekenis van pijlen in organische chemie Gebogen pijlen : geven beweging aan van el paren in resonantiestructurenen in reacties vertrekken bij initiële positie van elektronen en eindigen in finale positie Vishaak: geeft beweging aan van enkel elektron Opmerking : Bij beweging van een elektronenpaar in polairecovalente binding, gebeurt dit steeds naar het meerelektronegatieve atoom Rechte pijl: reactie Dubbele vishaak: evenwicht Resonantiepijl

18. energy H2-molecule: moleculaire orbitalen Molecuulorbitalen worden gevormd door combinatie van atoomorbitalen. Het aantal gevormde MO’s is gelijk aan het aantal gecombineerde AO’s. MO’s met energie gelijk aan de originele AO’s = niet bindende orbitalen.

19. Orbitalen: algemeen s-molecuulorbitaal: de s-binding p-molecuulorbitaal: de p-binding Overlap van twee orbitalen volgens de richting van de bindingsas Symmetrische verdeling van Elektrondensiteit rond de binding s s s s p s Zijdelingse overlap van twee p-orbitalen volgens een richting haaks op de bindingsas Elektrondensiteit boven en onder de bindings- as, nul ter hoogte van de binding zelf Kleinere mate van overlap dan bij s-binding  p-binding zwakker p pz pz

20. CH4 I.5 Hybridisatie: de structuur van methaan (Mc Murry: p 11-12) Elektronenconfiguratie van koolstof 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0 Energie theorie Twee verschillende types C –H ??? ? experiment Vier equivalente C—H bindingen, gericht naar de hoekpunten van een regelmatige tetraeder

21. De oplossing van Linus Pauling: 1 s en 3 p-orbitalen combineren of hybridizeren tot 4 gelijkwaardige sp3 hybrideorbitalen Energie Orbitalen zijn zo georiënteerd dat ze gericht zijn naar de hoekpunten van een tetraëder: valentiehoek = 109,5°

22. CH4 De structuur van methaan: 109,5° • Overlap van 4 sp3 hybrideorbitalen van C met 4 1s orbitalen van H • Vorming van 4 identieke C-H bindingen, lengte: 110 pm, sterkte: 438 kJ/mol • Reden voor hybridisatie: 1 lobe groter betere overlap sterkere binding s p sp3

23. CH3CH3 I.6 De structuur van ethaan (Mc Murry: p 12-13) C – H binding: 420 kJ/mol C –C binding: 376 kJ/mol 154 pm Bindingshoeken: 109,5°

24. I.6 Hybridisatie: sp2 orbitalen en de structuur van etheen (Mc Murry: p 13-16) CH2=CH2 bovenaanzicht zijaanzicht

25. Etheen heeft een planaire structuur C =C binding: 611 kJ/mol; 133 pm CH2=CH2

26. Moleculaire orbitaalbeschrijving van de C = C p binding Het p antibindend MO is het resultaat van een subtractieve combinatie van de twee p orbitalen en is niet gevuld. p antibindend MO combineren + p bindend MO Het p bindend MO is het resultaat van een additieve combinatie van de twee p orbitalen en is gevuld.

27. I.6 Hybridisatie: sp orbitalen en de structuur van ethyn (Mc Murry: p 16-17) HC CH

29. C-H bindingsafstand in functie van de hybridisatietoestand meer s-karakter  kortere en sterkere binding hechter gebonden elektronen dicht bij de kern

30. I.7 Hybridisatie van andere atomen: stikstof en zuurstof (Mc Murry: p 17-19) Elektronenconfiguratie van zuurstof 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1 H2O (a) NH3 (b) Elektronenconfiguratie van stikstof 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1