Organische Chemie samenvattingen
Week 1
Orbital = the most probable location to find an electron
The farther away from nucleus, the more energy the electron has.
N describes the energy level of the orbital, L describes the shape
Atomic orbital bestaat maximaal uit 2 elektronen, daarna door naar de orbital erbuiten.
Shapes:
S-orbital is rond: sphere vorm
o 1s- en 2s-orbital
P-orbital is met een knoop erin
o 3 keer 2p-orbital
o X,y,z laat zien welke kant de orbital opstaat
3s-orbital
D-orbital: 4 balletjes
o 5 keer
F-orbital: 6 balletjes
o 7 keer
Bond order = The net amount of bonds after the MOs are filled with electrons: 2 elektronen in
bonding MO = + 1 (één elektron = + 1/2), en voor elk elektron in antibonding MO = - ½
Alleen atomen in rij 2 van PS moeten voldoen aan octetregel. Atomen in andere rijen hebben geen
hybridisatie maar steric number. Steric number = aantal omringende atomen en elektronenparen
Sigma bonds are formed by overlap of atomic orbitals
Vanaf 1.6:
Twee atomic orbitals kunnen d.m.v. de wave-like properties twee moleculaire orbitalen vormen,
waarbij één sigma bonding is (hier zitten de elektronen in) en één sigma antibonding. Elektronen in
bonding MO helpen de binding, elektronen in antibonding MO houden binding meer tegen. Bonding
MO is stabieler en heeft minder energie.
Pi-bond ontstaat wanneer twee p-AO overlappen, waarbij de ene kant van de ene AO de kant van de
andere AO overlapt (side-to-side overlap). Wanneer de overlap in fase is pi bonding MO, anders
pi* antibonding MO.
1.7: Enkele bindingen
Koolstof (C) bestaat uit zes elektronen, waarvan 2 in 1s, 2 in 2s, 1 in 2px en 1 in 2py. Alsnog wilt
koolstof 4 bindingen aangaan om aan de octetregel te voldoen. Dit komt doordat één elektron uit de
2s-orbitaal naar de lege 2pz-orbitaal verschuift. Echter zouden de 3 p-orbitalen en s-orbitaal wel
gelijk moeten zijn, dit wordt geregeld door hybridisatie de vier orbitalen worden gecombineerd,
waardoor elk orbitaal nu bestaat uit ¼ s en ¾ p wordt laten zien als sp3-orbitalen. Vorm verandert
in een kleine lobe en grote lobe, waarbij de grote lobe gebruikt wordt voor covalente bindingen.
Tetraëder bestaat uit een driehoekvorm, waarbij elke hoek 109,5 graden is.
All single bonds in organic compounds are sigma bonds.
,1.8: Dubbele bindingen
Bij dubbele binding hoeft een koolstofatoom nog maar met 3 andere atomen te binden
hybridisatie vindt plaats tussen drie AO’s sp2. Er ontstaat een trigonal planar carbon: sp 2-orbitalen
liggen in hoek van 120 graden van elkaar af in een vlakke plane, de ongehybridiseerde p-orbitaal ligt
loodrecht hierop.
De dubbele binding tussen twee C-atomen bestaat uit een sigmabinding (de 2 sp 2-AO’s overlappen
symmetrisch) en een pi-binding (de 2 losse p-orbitalen overlappen).
1.9: Drievoudige bindingen
Koolstof hybridiseert in twee sp-orbitalen en twee losse p-orbitalen, om een drievoudige binding aan
te gaan met een ander koolstofatoom en te binden aan een H-atoom. Resulteert in een
sigmabinding en twee pi-bindingen in de drievoudige binding.
1.11
Stikstof heeft 5 elektronen van zichzelf, 2 in s-orbitaal en 3 in p-orbitalen. Om drie bindingen aan te
gaan bij NH3 zou je denken dat de 3 p-orbitalen gebruikt worden, waarbij ze in een hoek staan van
120 graden. Echter staan ze in een hoek van 109,5 graden, wat betekent dat de 4 orbitalen eerst
gehybridiseerd worden, waarna in 1 sp3-orbitaal een elektronenpaar blijft.
1.12
Bij waterstof (O) geldt hetzelfde als bij N en C hybridiseert in sp3 .
1.13
Ook halogenen gebruiken hybridisatie. Halogenen vormen maar één covalente binding, de andere
drie sp3-orbitalen houden elektronenparen vast.
1.15
If it forms no p bonds, it is sp3 hybridized.
If it forms one p bond, it is sp2 hybridized.
If it forms two p bonds, it is sp hybridized.
6.2 Carbocation
Carbocation betekent een positieve lading op het C-atoom. Je hebt:
Primary carbocation: C-atoom heeft 1 restgroep, 2 H-bindingen
Secondary carbocation: C-atoom heeft 2 restgroepen, 1 H-binding
Tertiary carbocation: C-atoom heeft 3 restgroepen Meest stabiel
Hyperconjugatie = het delokaliseren van elektronen door overlap van een sigmabinding orbitaal met
een lege orbitaal
8.1
Benzeen bestaat uit een ring van 6 C-atomen en 6 H-atomen eraan verbonden, met drie dubbele
bindingen. Deze dubbele bindingen hadden volgens Kekulé een kortere (krachtigere) lengte dan de
single bonds, en volgens Kekulé switchen deze bindingen de hele tijd van plek. Hierdoor zijn er maar
drie verschillende producten te vinden na verwisseling van twee H-atomen door andere atomen.
Echter zijn alle bindingen van dezelfde lengte, dit betekent dat de pi-elektronen zijn gelokaliseerd
rondom de ring, en dus niet tussen de twee C-atomen.
, 8.2
De koolstofatomen in benzeen zijn sp2 hybridiseert, de sp2-orbitalen liggen vlak in een hoek van 120
graden van elkaar, met de pi-orbitaal loodrecht hierop (met 1 elektron in elk van de pi-orbitalen). De
pi-orbitalen liggen dicht genoeg bij elkaar om te overlappen met de naaste pi-orbitalen, waardoor pi-
bindingen ontstaan die niet tussen de C-atomen zelf gelokaliseerd zijn, maar erboven/onder. De pi-
elektronen hebben vrij gebied in de donutvormige wolk boven en onder de ring van C-atomen
8.3
Resonance contributor Laat duidelijk zien hoeveel elektronen zich bevinden in structuur, ook al
zijn de elektronen niet persé gelokaliseerd op de afgebeelde plekken. Het zijn bedachte structuren,
om duidelijkheid te brengen.
Resonance hybrid Elektronen worden laten zien op de manier waarop ze gelokaliseerd kunnen
zijn, ook al wordt hiermee niet duidelijk hoeveel het er zijn.
8.4
Gedelokaliseerde elektronen ontstaan door een p-orbitaal die overlapt met de p-orbitalen van twee
naaste atomen.
Resonance contributors tekenen:
Alleen elektronen bewegen, atomen niet
o Alleen pi-elektronen en lone-pair elektronen kunnen bewegen (sigma-elektronen
niet)
Totale nummer van elektronen verandert niet
8.5
Hoe groter de voorspelde stabiliteit van een resonance contributor, hoe meer het op de structuur van
de resonance hybrid lijkt. Hoe meer de contributor op de hybrid lijkt, hoe gelijker de contributor lijkt
op de echte molecuul.
Separated charges in een molecuul zorgen ervoor dat het molecuul onstabieler wordt. Door
een positieve en negatieve lading in het molecuul is energie nodig om de tegenovergestelde
lading uit elkaar te houden.
Een elektronegatief atoom met een positieve lading zorgt voor een onstabiele situatie (denk
aan zuurstof)
Als elektronen meerdere richtingen op kunnen in een molecuul, is de stabielste situatie
wanneer de elektronen naar de kant van het meest elektronegatieve atoom verschuiven.
Factoren die geschatte stabiliteit verminderen:
Atoom met incomplete octet
Negatieve lading die niet op de meest elektronegatieve atoom zit
Positieve lading die op een elektronegatief atoom zit
Formele ladingen
Primary/secondary/tertiary carbon Duidt aan hoeveel koolstofatomen direct aan het C-atoom
gekoppeld zitten. Tertiary carbon is het stabielst.
8.6
Gedelokaliseerde elektronen geven een molecuul extra stabiliteit hoeveelheid wordt aangeduid
met delocalization energy. Elektronen delokalisatie wordt ook wel resonantie genoemd, dus andere
term is resonance energy.
