Resume
Samenvatting - Organische Chemie
- Cours
- Organische Chemie
- Établissement
- Universiteit Antwerpen (UA)
Samenvatting van de volledige cursus "Organische chemie" van het eerste jaar bachelor Biologie aan de UA
[Montrer plus]
Aperçu du contenu
ORGANISCHE CHEMIEInleiding
● meeste verbindingen in levende materie:
- koolstof → ALTIJD aanwezig!
- waterstof
- zuurstof
- stikstof
- (soms zwavel, fosfor en enkele andere)
→ organische chemie = chemie v/d koolstofverbindingen
● moderne synthetisch-organische materie: organische materie kan uit anorganische
materie gesynthetiseerd worden
(redenen voor synthese:)
- een stof meer algemeen verkrijgbaar te maken tegen lagere kostprijs
(bv: vitaminen, penicilline, kleurstoffen)
- nieuwe stoffen creëren met nieuwe nuttige eigenschappen (bv: nylon, plastic)
- om chemische theorieën te testen
- voor het plezier (bv: cubaan → esthetisch)
Hoofdstuk 1: Grondbegrippen
ELEKTRONENCONFIGURATIE
● atomen = kleine kern + omringd door elektronen
- kern: zeer kleine dichtheid, positief geladen, bevat alle massa v/h atoom
- protonen: positief geladen
- neutronen: neutraal
(enige uitzondering: waterstof → kern met 1 proton)
- elektronen: negatief geladen
● atoomnummer = #protonen in de kern of #elektronen rond de kern
● atoommassa ≈ #protonen + #neutronen
● elektronen geconcentreerd in bepaalde gebieden rond de kern = orbitalen
→ uitsluitingsbeginsel van Pauli: elk orbitaal bezit max. 2 elektronen
- namen: s,p,d,f
● orbitalen worden gegroepeerd in → schillen
- namen: 1,2,3,...
- buitenste schillen = valentie-schillen → betrokken bij chemische bindingen
- valentie-elektronen = elektronen op de buitenste schil
→ groepsnummer = #valentie-elektronen
,CHEMISCHE BINDING
● elektronenconfiguratie van edelgassen = octetstructuur → zeer stabiel
→ atomen maken verbindingen met streving naar octetstructuur
- volledige overdracht van elektronen
- gemeenschappelijk gebruik van elektronen
Ionbinding
= binding waarbij er een overdracht is van 1 of meerdere valentie-elektronen van een atoom
naar een ander
● kation: atoom dat elektronen afstaat → positief geladen
● anion: atoom dat elektronen ontvangt → negatief geladen
● ionenrooster: ionen worden samengehouden door de aantrekkingskrachten tussen
de tegenovergestelde ladingen
→ opgelost in water: ionbinding breekt, ionen bewegen vrij door de oplossing
● elektropositief: atomen die de neiging vertonen elektronen af te geven
● elektronegatief: atomen die de neiging vertonen elektronen op te nemen
(in PSE)
- horizontale rij: elektropositief: links & elektronegatief: rechts
- verticale kolom: naar onder toe minder elektronegatief
Covalentie binding
= binding tussen atomen waar geen uitgesproken verschil is tussen elektronegativiteit, die
elektronen gemeenschappelijk gaan gebruiken
● bv: waterstofmolecule: H-H → zeer sterke binding
(krachten aanwezig)
● gemeenschappelijk gebruikte elektronenpaar → aangetrokken door beide kernen
● repulsie tussen 2 positieve kernen
● repulsie tussen 2 negatieve elektronen
COVALENTE BINDING VAN KOOLSTOF
● 4 valentie-elektronen → octetstructuur = half vol/half leeg
- geen sterke neiging om valentie-elektronen af te geven of op te nemen
- noch sterk elektropositief, noch sterk elektronegatief
→ vormt meestal covalente bindingen
● Lewis-structuur = opgestelde structuur waarin de afzonderlijke valentie-elektronen
worden weergegeven
→ vereenvoudigd: Kekulé-structuur:
- gemeenschappelijke elektronenparen → streepjes
- niet-bindende/vrij elektronen paren → weggelaten
,ENKELVOUDIGE KOOLSTOF-KOOLSTOF BINDINGEN
● geen limiet aan aantal koolstofatomen die aan elkaar gebonden kunnen worden
● koolstof-koolstofbinding: zuiver covalente binding → elektronen gelijkmatig verdeeld
(langer dan H-H binding & dus minder sterk)
● radicaal = een moleculair fragment met een oneven aantal vrije elektronen en dus 1
ongepaard elektron
POLAIRE COVALENTE BINDINGEN
● atomen verschillend zijn → elektronenparen niet gelijkmatig verdeeld
→ polaire covalente binding: gebonden atomen hebben een partieel positieve (δ+) &
partieel negatieve (δ-) lading
● elektronegativiteit in PSE:
- toenemend van links naar rechts
- afnemend van boven naar onder
MEERVOUDIGE COVALENTE BINDINGEN
● atomen kunnen soms meer dan 1 elektronenpaar gemeenschappelijk gebruiken
→ dubbele binding & drievoudige binding
● koolwaterstoffen (kws) = verbindingen enkel met koolstof- & waterstofatomen
STRUCTUURFORMULES & ISOMERIE
● brutoformule = aantal van alle verschillende aanwezige atomen (bv: H2O)
(eerst: koolstofatomen, dan waterstofatomen, dan heteroatomen)
● structuurformule = hoe de atomen geschikt zijn (H-O-H)
● isomeren = moleculen met dezelfde brutoformule, maar een verschillende
structuurformule
● constitutie-isomeren = verbindingen met dezelfde brutoformule, maar waarvan de
constitutie (= volgorde & aard v/d bindingen) verschillend is
VOORSTELLING STRUCTUURFORMULES
● doorlopende ketens
● vertakte ketens
● cyclo ketens
● ster ketens (1 centraal koolstofatoom)
, VEREENVOUDIGDE STRUCTUURFORMULES
● vereenvoudigde structuurformule: bv: CH3-CH2-OH
● skeletstructuur:
- ieder lijnstuk = een binding
- elk hoekpunt = een koolstofatoom
- waterstofatomen worden weggelaten
- meervoudige bindingen = meervoudige lijnstukjes
- verbindingen met heteroatomen (geen C of H) + waterstofatomen hieraan
gebonden worden wel uitgeschreven
FORMELE LADINGEN
● formele lading = (#valentie-elektronen) - (#vrije elektronen) - ½
(#gemeenschappelijke elektronen)
RESONANTIE
= wanneer 2 of meer structuren voor een molecule kunnen geschreven worden met
verschillende schikking v/d elektronen, maar dezelfde schikking v/d atomen
● voorstelling: een streepje voor elke volledige binding & een puntjeslijn voor elke
partiële binding
ORBITAAL MODEL V/D ENKELVOUDIGE BINDING
● hoofdkwantumgetal (n:1,2,3,...) → schil
● nevenkwantumgetal (I: 0,1,...n-1) → orbitaal
- s-orbitaal: bolvormig
- p-orbitalen: haltervormig → 3 oriëntaties volgens x,y,z-as
- d-orbitalen
- f-orbitalen: rozetvormig
● magnetisch kwantumgetal (m: -I,...,I)
● spinkwantumgetal (s: +½,-½)
● atoomorbitalen kunnen overlappen → molecule-orbitalen covalente bindingen
vormen → combinatie om een nieuw orbitaal te vormen
● σ-orbitalen → σ-binding: coaxiale overlapping van s- & p-orbitaal of 2 p-orbitalen
SP³-HYBRIDEORBITALEN VAN KOOLSTOF
● hoe verder elektronen van de kern verwijderd zijn, hoe’n grotere potentiële energie
● energie 2s-orbitaal < energie drie 2p-orbitalen
→ 1 elektron uit 2s w gepromoveerd naar lege 2p-orbitaal → 1 elektron per orbitaal
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 marenbergen. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €7,99. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
Peut-on faire confiance à Stuvia ?
4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)
53068 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours
Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans