Samenvatting
Samenvatting Organische chemie: basisbegrippen deel A
Samenvatting van de cursus organische chemie: basisbegrippen deel A. De voorbeelden werden er handmatig bijgeschreven
[Meer zien]Voorbeeld 3 van de 22 pagina's
Voorbeeld 3 van de 22 pagina's
In winkelwagenGekoppeld boek
Titel boek:
Auteur(s):
- Uitgave:
- ISBN:
- Druk:
1 beoordeling
Door: tamaragys • 1 jaar geleden
Voorbeeld van de inhoud
1. Kennismaking met chemische functiesZie geschreven notities
2. Structuur, hybridisatie en fysische eigenschappen
2.1 Structuur en hybridisatie
Een atoom bestaat uit een kern met protonen en neutronen met rond de kern bewegende
elektronen die een bepaalde energie bevatten.
er bestaan stabiele energieniveaus voor elektronen (schillenmodel Bohr)
K-L-M-N hoe hoger het rangnummer (n) hoe hoger de energie van de schil en hoe minder stabiele de
elektronen (2n2).
elektronen dichter bij de kern worden meer aangetrokken door de proponenten v.d. kern en zijn
stabieler dan elektronen verder weg van de kern
Het onzekerheidsprincipe van Heisenberg stelt dat het onmogelijk is een gelijktijdige nauwkeurige
bepaling van de plaats en de snelheid van een elektron vast te stellen.
beroep op kwantumchemie om de meest waarschijnlijke locatie v.h. elektron te beschrijven
Vergelijkingsgolf van Schrödinger geeft de waarschijnlijkheid weer om een elektron in een bepaald
punt te treffen
grafische voorstelling van deze waarschijnlijkheid = orbitaal (= ruimte waarin het elektron 90%
van zijn tijd doorbrengt)
K-schil (n=1 1 s-orbitaal (bolsymmetrische functie) 2 elektronen
)
L-schil (n=2 1 s + 3 p-orbitalen ((haltervormig) (px, py, pz met gelijke Eniveaus) 6
) elektronen)
M- (n=3 1 s + 3p + 5d (10 elektronen)
schil )
N-schil (n=4 1s (2) + 3p (6) + 5d (10) + 7f (14 elektronen)
)
elektron wordt ook gekenmerkt door een elektronspin = interne draaibeweging (2 elektronen met
tegengestelde spin kunnen met elkaar vertoeven)
Verbod van Pauli: in elk orbitaal enkel 2 elektronen, elk met een tegengestelde elektronspin
Aufbau principe: opvulling van orbitalen gebeurt niet door K<L<M<N maar wel door de
laagste energie
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s ….
De grotere penetratie voor het 4s orbitaal zorgt ervoor dat het 4s orbitaal lager ligt in
energie dan de 3d orbitalen
Grotere kans dat 4s dichter bij de kern zit dan 3d
Regel van Hund: indien ontaarde energieniveaus beschikbaar zijn worden eert de
verschillende orbitalen opgevuld met elektronen met dezelfde spin
Vb. 2px 2py 2pz
Tabel van Mendeljev:
kolomnr/groepsnr: #elektronen op de buitenste schil : valentie-elektronen
rijnr/ periodenr: weergeeft op welk schil deze valantie e voorkomen
1
,Atoomradius:
⟵: neemt af van links naar rechts want de kernlading neemt telkens met 1 protonlading toe, ook
het #elektronen neemt telkens met 1 toe alle elektronen worden meer naar de kern
aangetrokken.
↓: neemt toe van boven naar onder telkens meer schillen om het # e in onder te brengen
schileffect weegt zwaarder door dan kernaantrekking
Edelgassen: volledig opgevulde schil zeer stabiel
atomen streven naar deze octetstructuur (soms ook naar half-bezette schil)
De elektronegativiteit: relatieve neiging van het atoom om valentie-elektronen naar zich toe te
trekken
EN wordt beïnvloed door #p in de kern en # schillen waarover de elektronen verdeeld zijn.
→: neemt toe van links nr rechts elektronen worden meer naar de kern aangetrokken
↑: neemt toe van onder naar boven #schillen waarover de elektronen verdeeld zijn neemt af
Bereiken edelgasconfiguratie
Uitwisselen van valentie elektronen (ionische binding)
Groot verschil in EN ΔEN > 1,7
Kation: atoom dat elektron afstaat en zo positief geladen wordt
Anion: atoom dat elektron opneemt en zo negatief geladen wordt
In gemeenschap stellen van elektronen (covalente binding)
Klein of geen verschil in EN
Zuivere covalente binding (2 dezelfde atomen): geen verschil in EN
polaire covalente binding met ionisch karakter: klein verschil in EN
datief covalente binding: beide elektronen worden door 1 partner geleverd
Lewisformules
Formele lading: # valentie elektronen - # bindingen- # vrije elektronen
Koolstof C: tetravalent
Primair C: direct gebonden met 1 andere C
Secundair C: “ “ 2
Tertiair C: “ “ 3
Quaternair C: “ “ 4
Waterstof H: monovalent
Primair H: H op C die direct gebonden is met 1 andere C
SecundairH: “ “ “ “ 2
Tertiair H: “ “ “ “ 3
Zuurstof en zwavel: bivalent
Stikstof en fosfor: trivalent
Halogenen: monovalent
2
, Naamgeving:
Wanneer C gebonden aan een ander atoom (niet aan H) vb. halogeen, kan de verbinding op 2
manieren benoemt worden
1. Substitutieve naamgeving: halogeen zien als een vervanger (= substituent) van H
bv. fluormethaan (CH3F), broommethaan (CH3Br)
2. Radico-functionele naamgeving: nadruk leggen op de halogenen en de KWS keten met een
prefix benoemen
bv. Methylchloride, methylbromide…
Hoe groter het substituent, hoe groter de bindingsafstand, hoe makkelijker de binding verbroken
kan worden
CH3F > CH3Cl > CH3Br > CH3I (van kortste bindingsafstand naar langste)
Prefix:
1 (meth), 2 (eth), 3 (prop), 4 (but), 5 (pent), 6 (hex), 7 (hept), 8 (oct), 9 (non), 10 dec), 11 (undec),
12 (dodec), 13 (tridec), 14 (tetradec), 15 (pentadec), 20 (eicos), 21 (heneicos), 22 (docos), 23 (tricos),
30 (triacont), 31 (hentriacount), 32 (dotriacount), 40 (teracont), 50 (pentacont)
Covalente bindingen met ionisch karakter
Verbinding met 2 polen: een dipool met een weinig positief deel δ + en een weinig negatief deel δ --.
de vectorsom van alle bindingsmomenten (= lading afstand) is het dipoolmoment μ [Debeye]
De geometrische structuur van het molecule bepaalt of het molecule een netto dipoolmoment heeft.
Dipool-geïnduceerde dipool interacties: een permanent dipool kan in een naburig molecule een
tijdelijk dipool induceren.
Polariteit
de polariteit van organische groepen wordt bepaald door de aanwezigheid en het #functionele
groepen
MINST naar MEEST POLAIR:
Alkanen < alkylhalogeniden < alkenen < diënen < aromatische KWS < aromatische halogeniden <
ethers < esters < ketonen < aldehyden < aminen < alcoholen < fenolen < carbonzuren < sulfonzuren
Oxidatietrap: het # elektronen dat zich verder van (+) of dichter bij (-) het atoom gaat bevinden
(verschuiving van elektronen) vergeleken met de niet-gebonden situatie en die wordt toegekend op
de basis van de EN.
Atomaire en hybride orbitalen:
het delen van de elektronen is een gevolg van de samensmelting van atomaire orbitalen, waarbij een
moleculaire orbitaal gevormd wordt.
Wanneer de overlappende orbitalen in fase zijn, wordt een bindende MO gevormd lager
energieniveau dan de individuele atomen.
wanneer de overlappende orbitalen uit fase zijn, wordt een anti-bindende MO gevormd hoger
energieniveau dan de individuele atomen.
3
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 Lieze2. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €7,99. Je zit daarna nergens aan vast.
Is Stuvia te vertrouwen?
4,6 sterren op Google & Trustpilot (+1000 reviews)
Afgelopen 30 dagen zijn er 56326 samenvattingen verkocht
Opgericht in 2010, al 14 jaar dé plek om samenvattingen te kopen