Samenvatting Inleiding in de bio-organische chemie - Organische chemie (COO1165A)
4 views 0 purchase
Course
Organische chemie (COO1165A)
Institution
Universiteit Gent (UGent)
De samenvatting bevat de volgende hoofdstukken: H1-H6 / H8-H13 / H16-H17 / H21-H24. De rest van de hoofdstukken moet niet gekend worden, dus deze zijn dus niet aanwezig. De samenvatting bevat informatie uit de cursus en de lessen, er zijn soms referenties naar tekeningen/reacties van tijdens de les...
Organische Chemie
Hoofdstuk 1: Bouw & eigenschappen van moleculen
1.1 Atoom bouw & chemische inleiding
Organische verbindingen = combinatie van koolstof, C met beperkt aantal andere elementen (O,
N, H, S, P)
1.2 Orbitalen
Elektronen vertonen niet enkel de eigenschappen van deeltjes maar ook van golven
Schrödinger vergelijking
• beschrijft beweging van elektronen in termen van hun energie, onmogelijk om op te
lossen dus proberen te benaderen. (vanaf 2 oplossingen vergelijking, dan oneindig veel)
Orbitaal = de ruimte rond de kern waar een elektron het meest waarschijnlijk aanwezig is (vorm).
Deze bevinden zich op verschillende energie niveau’s (met een energieverschil
• energieniveau: bepaald door hoofdkwantumgetal, n ( 1s, 2p – x,y,z bepaalt op welke as)
Molecule = een hoop elektronen, bijeen gehouden door kernen
• doel: vorm & gedrag elektronen leren kennen
1.3 Orbitalen en de covalente binding
Orbitalen = vorm van elektronen
Orbitalen zijn trillingen beschreven door golffuncties, van atoomorbitalen kennen we de vorm en
energie van de trillingen
• S-orbitaal: lage energie want minder kromming
Covalente binding: vorming gemeenschappelijk elektronenpaar, dit gebeurt als 2
atoomorbitalen overlappen en daarbij een gemeenschappelijk molecuulorbitaal vormen (hierin
2 elektronen met tegengestelde spin).
1
, • Binding komt tot stand door lineaire overlap = sigma binding (krommer → vlakker)
• 𝜋- binding
Hybridisatie: treedt enkel op als de baten opwegen tegen de kosten, soort van menging van
orbitalen. Voor zo gunstig mogelijke molecuulbouw
•
Vorming stevige binding, want 1 elektron ‘promoveren’ kost hoge energie (dit leidt tot extra winst
in bindingsenergie).
Ethaan
1.4 Hybridisatie in dubbel gebonden koolstof – de 𝜋- binding
Door zijdelingse interactie van 2p-orbitalen, ontstaat er een nieuw molecuulorbitaal: 𝜋-orbitaal.
2
, etheen
Deze zijdelingse overlap is moeilijker, dus deze binding is zwakker dan de sigma (en korter)
1.5 Hybridisatie in drievoudige gebonden koolstof
Zijdelingse overlap van beide oorspronkelijke 2p-orbitalen, extra 𝜋-binding (sterker dan dubbele
binding, kortere bindingsafstand).
• 3-voudige binding bestaat uit 2 sigma- en 1 𝜋-binding.
ethyn
1.5 Hybridisatie in stikstof en zuurstof
Stikstof: ontstaan sp3-hybridisatie van N
Bv. NH3: de hoek is kleiner doordat het vrije elektronenpaar grotere
afstoting uitoefent (hoek van 107 ipv 109)
Zuustof: sp3 gehybridieerd O-atoom
3
, Bv. H20: ook kleinere bindingshoek (extra kracht van 2 vrije e-paren). Bij
dubbel gebonden O-atomen: O hybridiseert hier ook, vrije e paren elk in
andere sp2 orbitalen.
1.6 De eigenschappen van de covalente binding
Atomen dicht genoeg bij elkaar om binding mogelijk te maken
• Bindingslengte: de optimale afstand tussen de atoomkeren waarbij een maximale winst
in energie optreedt.
• Bindingsenergie: de maximale energie winst die optreedt bij het vormen van een binding.
C-C binding zeer stabiel (weinig neiging om reacties aan te gaan), en is nauwelijks gepolariseerd.
Bindingshoeken (kan beïnvloed worden door vrije elektronenparen)
Polariteit (in covalente bidning): de bindingselektronen worden niet even sterk door beide
kernen aangetrokken. De relatieve aantrekkingskracht van de kern: elektronegativiteit (=
vermogen om elektronen in een chemische binding naar zicht toe te trekken).
• Hoe grote het verschil in elektronegativiteit, hoe groter de polarisatie van de binding, hoe
groter de partiële ladingen worden (𝛿 + 𝑒𝑛 𝛿 − ).
Polarisering van de covalente binding = het ontstaan van even grote maar tegengestelde
ladingen op de atomen betrokken in de binding.
Grote dipool uitgedrukt in dipoolmoment: 𝜇 = 𝑞 . 𝑟 (q= grootte polarisatielading & r =afstand
tussen de polarisatieladingen). De richting wijst van de positieve naar de negatieve kant van de
dipool.
• Verbindingen zonder dipoolmoment = apolair
Vuistregels over polariteit
• Polairdere bindingen hangen sterker aan elkaar vast (hoger kook & smeltpunt): dipool-
dipool aantrekking
• Polairdere bindingen zijn reactiever:
4
The benefits of buying summaries with Stuvia:
Guaranteed quality through customer reviews
Stuvia customers have reviewed more than 700,000 summaries. This how you know that you are buying the best documents.
Quick and easy check-out
You can quickly pay through credit card or Stuvia-credit for the summaries. There is no membership needed.
Focus on what matters
Your fellow students write the study notes themselves, which is why the documents are always reliable and up-to-date. This ensures you quickly get to the core!
Frequently asked questions
What do I get when I buy this document?
You get a PDF, available immediately after your purchase. The purchased document is accessible anytime, anywhere and indefinitely through your profile.
Satisfaction guarantee: how does it work?
Our satisfaction guarantee ensures that you always find a study document that suits you well. You fill out a form, and our customer service team takes care of the rest.
Who am I buying these notes from?
Stuvia is a marketplace, so you are not buying this document from us, but from seller evadrr. Stuvia facilitates payment to the seller.
Will I be stuck with a subscription?
No, you only buy these notes for $11.22. You're not tied to anything after your purchase.
