Samenvatting
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.
[Meer zien]Voorbeeld 4 van de 46 pagina's
Voorbeeld 4 van de 46 pagina's
In winkelwagenGekoppeld boek
Titel boek:
Auteur(s):
- Uitgave:
- ISBN:
- Druk:
Voorbeeld van de inhoud
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
Voordelen van het kopen van samenvattingen bij Stuvia op een rij:
√ Verzekerd van kwaliteit door reviews
Stuvia-klanten hebben meer dan 700.000 samenvattingen beoordeeld. Zo weet je zeker dat je de beste documenten koopt!
Snel en makkelijk kopen
Je betaalt supersnel en eenmalig met iDeal, Bancontact of creditcard voor de samenvatting. Zonder lidmaatschap.
Focus op de essentie
Samenvattingen worden geschreven voor en door anderen. Daarom zijn de samenvattingen altijd betrouwbaar en actueel. Zo kom je snel tot de kern!
Veelgestelde vragen
Wat krijg ik als ik dit document koop?
Je krijgt een PDF, die direct beschikbaar is na je aankoop. Het gekochte document is altijd, overal en oneindig toegankelijk via je profiel.
Tevredenheidsgarantie: hoe werkt dat?
Onze tevredenheidsgarantie zorgt ervoor dat je altijd een studiedocument vindt dat goed bij je past. Je vult een formulier in en onze klantenservice regelt de rest.
Van wie koop ik deze samenvatting?
Stuvia is een marktplaats, je koop dit document dus niet van ons, maar van verkoper Jo027. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €5,99. Je zit daarna nergens aan vast.
Is Stuvia te vertrouwen?
4,6 sterren op Google & Trustpilot (+1000 reviews)
Afgelopen 30 dagen zijn er 77254 samenvattingen verkocht
Opgericht in 2010, al 14 jaar dé plek om samenvattingen te kopen