Resume
Samenvatting Organische Chemie UGent 1e bachelor
Dit is een samenvatting voor organische chemie in het tweede semester van UGent 1e bachelor. Alles wordt besproken en alle chemische reacties staan erin.
[Montrer plus]
Livre connecté
Titre de l’ouvrage:
Auteur(s):
- Édition:
- ISBN:
- Édition:
Aperçu du contenu
H1: elektronische structuur en bindingenStructuur van een atoom
• Organisch = een stof die C bevat
• + : elektronen afgeven en - : elektronen opnemen
• C heeft 4 valentie-elektronen dus centraal element
¯ Atoom: + en – protonen en neutrale neutronen
¯ Atoomnummer = aantal protonen/ elektronen
¯ Massagetal = som protonen + neutronen
¯ Isotopen = zelfde atoomnummer, verschillend massagetal
¯ Atoommassa = gemiddelde massa van atoom
¯ Moleculaire massa = som van de atoommassa’s
Elektronendistributie in een atoom
• Kwantummechanica: golfvergelijking
• Orbitalen = golffunctie: geven ons een idee over de energie en ruimte waarin een elektron kan
gevonden worden.
• Hoe dichter het atoomorbitaal zich bij de kern bevindt, hoe lager de energie.
• Elk atoomorbitaal heeft zijn eigen vorm en energie
• Gedegenereerde orbitalen hebben dezelfde energie
Þ Een elektron in 1s orbitaam kan overal gevonden worden in de 1s bol
Þ Een 2s orbitaal heeft een gebied waarin de waarschijnlijkheid om een elektron te vinden = 0
à radicale knoop
Þ P-orbitaal à haltervorm en ook een gebied = 0 à knoopvlak
Elektronenconfiguratie
Verdelnig van elektronen over de verschillende orbitalen
- Aufbauprincipe: eerst worden de orbitalen die de laagste energie-inhoud
vertegenwoordigen met elektronen bezet.
- Exclusieprincipe van Pauli: per orbitaal kunnen 2 elektronen ondergebracht worden, die een
tegengestelde spin moeten hebben
- Regel van Hund: in het geval verschillende orbitalen dezelfde energie bezitten, brengt men
eerst in elk orbitaal 1 elektron onder.
Ionbinding en covalente binding
• Lewis theorie: atoom zal elektronen opnemen, afgeven of delen om octetstructuur te
verkrijgen.
• Elektronen afgeven: metalen à elektropositieve deeltjes = kationen
• Elektronen opnemen: niet-metalen à elektronegatieve deeltjes = anionen
• Ionbinding: ontstaat wanneer er een elektronenoverdracht is tussen een metaal en een niet-
metaal. (vorming ionrooster)
• Covalente binding: gemeenschappelijk gebruik van elektronen
1
,H kan op 3 manieren de octetstructuur verkrijgen:
1. Elektronen delen
2. Elektron afstaan à vorming proton H+ (leeg orbitaal)
3. Elektron opnemen à vorming hydride-ion H- (gevuld orbitaal)
Elektronegativiteit EN
• = maat voor de mogelijkheid van een atoom om de bindingselektronen naar zich toe te trekken.
• Apolair covalente binding: dezelfde EN
• Polair covalente binding: verschillende EN waarde
• Hoe groter het verschil in EN, hoe groter de polariteit van de binding
• Een polaire binding heeft een + en een – kant + een dipoolmoment: u = e x d (e = sterkte lading)
à gaat van minst naar meest EN
• Elektronenrijke atomen/ moleculen worden aangetrokken door elektronenarme atomen/
moleculen
Elektrostatische potentiaalmappen
• = modellen die aangeven hoe ladingen verdeeld zijn in de molecule
• Hoe roder, hoe hoger de elektronendensiteit en dus hoe negatiever, meeste EN
• Hoe blauwer, hoe minder elektronendensiteit
• Groen = neutraal
• Bevat allemaal H à bepaalt de densiteit
Structuren
• Lewis-structuren: elektronenparen als stipjes
ø Formele lading = verschil tussen aantal valentie-elektronen en aantal elektronen
effectief aanwezig
• Kekulé-structuur: elektronenparen als verbindingslijnen
• Gecondenseerde structuren: zonder lijnen zoals CH3Br
• Resonantiestructuren = kanonieken: verschillen alleen in de plaats van de p- en niet-bindende
elektronen, de kernen bezitten dezelfde posities.
Ammoniak = NH3
Ammonium = NH4+
Amide anion = NH2-
Carbokation = CH3+
Carbanion = CH3-
Moleculaire orbitaal theorie: er worden covalente bindingen gevormd wanneer atoomorbitalen AO
gecombineerd worden zodat er molecuulorbitalen MO ontstaan
2
, Þ Als 2 atoomorbitalen overlappen, komt er energie vrij
Þ Bindingsdissociatie-energie = de vrijgekomen energie = de bindingssterkte
De combinatie van AO à tot MO
- Constructief: δ bindend molecuul orbitaal (lagere energie dan AO) die stabiliserend werkt à
de 2 kunnen elkaar versterken
- Destructief: δ* anti-bindend molecuul orbitaal (hogere energie dan de AO) die
destabiliserend werkt à ze blijven in hun eigen domein (knoopvlak)
2p-orbitalen kunnen op 2 manieren overlappen:
- Axiale overlapping: δ-binding à sterker want grotere overlap
- Zijdelingse overlapping: π-binding
VSEPR : valentieschaal elektronenpaar repulsietheorie
- Lewistheorie, atoomorbitalen en minimalisatie van de elektronenrepulsie
Hybridisatie = verschijnsel waarbij verschillende AO worden gecombineerd tot nieuwe identieke
hybride orbitalen
¯ Hybride orbitalen zijn stabieler dan p-orbitalen, maar minder stabiel dan s-orbitalen
¯ Dubbele binding is sterker en korter dan de enkele binding
¯ Drievoudige binding is sterker en korter dan de dubbele binding
3
, ¯ Hoe korter de binding, hoe sterker
¯ Hoe groter het S-karakter, hoe korter en sterker de binding + hoe groter de bindingshoek.
¯ De bindingshoek in een molecule heeft aan welke orbitalen gebruikt worden in de bindingsvorm.
¯ De bindingsdissociatie-enthalpie stijgt met de dubbele bindingen.
Zuren en basen: Brosted-Lowry definitie
pH = - log H+
pKa = - log Ka
Þ Sterker zuur = hogere Ka = lagere pKa
Þ Zwakker zuur = lagere Ka = hogere pKa
Þ Het evenwicht wordt verschoven naar de kant met de hoogste pKa
Amfolyten = stoffen met zowel zuur als besegedrag.
pKa < 0 pKa = 5 pKa = 10 pKa = 15
Geprotoneerd alcohol, Carbonzuur Geprotoneerd amine Alcohol en water
carbonzuur en water
¯ Hoe groter de EN van het atoom, hoe sterker het zuur.
¯ Hoe hoger het S%, hoe hoger de EN dus sp > sp2 > sp3
¯ Hoe groter het atoom waaraan de H is gebonden, hoe sterker het zuur: F > Cl > Br > I
4
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur Jo027. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €5,99. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
Peut-on faire confiance à Stuvia ?
4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)
67232 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours
Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans