I.1 Inleiding Waarom : Elk levend wezen bestaat uit organische verbindingen: Haar, huid, spieren: proteïnen Genetisch materiaal: DNA Geneesmiddelen: (aspirine)

Presentatie over: "I.1 Inleiding Waarom : Elk levend wezen bestaat uit organische verbindingen: Haar, huid, spieren: proteïnen Genetisch materiaal: DNA Geneesmiddelen: (aspirine)"— Transcript van de presentatie:

0 HOOFDSTUK I: STRUCTUUR EN BINDING
Mc Murry: pagina 1-28 pagina 34-43

1 I.1 Inleiding Waarom : Elk levend wezen bestaat uit organische verbindingen: Haar, huid, spieren: proteïnen Genetisch materiaal: DNA Geneesmiddelen: (aspirine) Kleding: synthetische vezels (nylon) Voeding: vitaminen, kleurstoffen Wat: Chemie van koolstof en zijn verbindingen C: tweede periode, vierde groep zes elektronen, vier valentie-elektronen

2 Het Periodiek Systeem van de Elementen
Periode Groep

3 s px py pz s orbitaal p orbitaal
I.2 Atoomstructuur: orbitalen en elektronenconfiguratie (Mc Murry: p 7-9) Beweging van elektronen rond de kern : gedefineerd door golffuncties of orbitalen: ruimte waar een elektron 90-95% van zijn tijd doorbrengt Vier verschillende types : s, p, d en f s orbitaal p orbitaal knoopvlak s px py pz

4 d orbitalen f orbitalen 1s 2s 3s knoopvlak
Knoopvlak: daar waar de golffunctie van teken verandert en de elektronendensiteit nul is Elektronen: ondergebracht in schillen, aantal knoopvlakken neemt toe met toenemende schil Verschillende schillen hebben verschillende type en aantal orbitalen 1s 2s 3s

5 Beschrijving van een elektronenconfiguratie:
De energie en de aard van de orbitalen in het atoom beschikbaar voor de elektronen: 5f 4f Beschrijving van een elektronenconfiguratie: = beschrijving van de orbitalen die door de elektronen ingenomen worden regels

6 (1) Aufbau-regel : eerst bezetting van de orbitalen met de laagste energie-inhoud, !!! 3p < 4s < 3d (2) Exclusieprincipe van Pauli: per orbitaal: maximaal twee elektronen, met tegenovergestelde spin (3) Regel van Hund: in geval van verschillende orbitalen met dezelfde energie (bv. de drie p-orbitalen) eerst in elk van die orbitalen één elektron tot alle orbitalen halfvol, de elektronen in de halfgevulde orbitalen hebben gelijke spinoriëntatie

7 Grondtoestand elektronenconfiguratie van enkele elementen
Element Atoomgetal verdeling van de elektronen over de orbitalen Z 1s 2s 2px 2py 2pz 3s Waterstof H 1 1 Helium He 2 2 Lithium Li 3 2 1 Beryllium Be 4 2 2 Boor B Koolstof C Stikstof N Zuurstof O Fluor F Neon Ne Natrium Na Magnesium Mg Het verdelen van elektronen over gedegenereerde orbitalen gebeurt zo dat steeds een maximum aantal ongepaarde elektronen aanwezig is met parallelle spin (Regel van Hund)

8 Valentie-elektronen van de eerste 18 elementen

9 ionaire binding covalente binding

10 Kekulé - Lewisstructuren: Mc Murry (p 34-43)
aantal gedeelde elparen = aantal covalente bindingen = (aantal el voor edelgasconfiguratie) - (aantal valentie el - effectieve ladingen) 2 CH4 {(8 + 4x2) – (4 + 4x1)}/2 = 8/2 = 4 FCN {(3x8) – ( )}/2 = 8/2 = 4 H2O2 {(2x8 + 2x2) – (2x6 + 2x1)} = 6/2 = 3 H3O+ {(8 + 3x2) – (6 + 3x1 – 1)}/2 = 6/2 = 3 Extra voorbeeld geven van HSO4- op transparant

11 OF: splits gebonden e paren en vgl met aantal valentie el
formele lading = {(aantal valentie el) – (aantal covalente bind) – (aantal vrije el)} OF: splits gebonden e paren en vgl met aantal valentie el Extra voorbeeld op transparant: H3PO4 Resonantiestructuren of kanonieken: verschillen alleen in de plaats van de p- en niet-bindende elektronen, de kernen bezitten dezelfde posities !

12 Kekulé - Lewisstructuren: voorbeelden
Geladen moleculen

13 relatieve elektronegativiteit:
Niet-geladen moleculen relatieve elektronegativiteit: F > O > N > C

14 relatieve elektronegativiteit:
Aantal regels voor het tekenen van resonantiestructuren (1) Enkel verplaatsing van elektronen, kernen van atomen blijven op dezelfde plaats (2) Een tweede periode-element (C, N, O) kan maximaal 8 valentie-elektronen bezitten, derde periode-elementen kunnen wel tot 12 elektronen in de valentieschaal opnemen (cfr. D-orbitalen) Tip: teken steeds de vrije el paren (3) Rekening houden met elektronegativiteit der atomen in geval van geladen structuren relatieve elektronegativiteit: F > O > N > C

15 Bijdrage van kanonieken tot de reële structuur
Geladen resonantiestructuren minder gunstig dan niet-geladen (2) Voorkeur aan kanonieken waar alle tweede periode-elementen octetconfiguratie bezitten Voorkeur aan structuur waarin negatieve lading op meest elektronegatieve atoom (Opmerking: geen ongeladen structuur mogelijk voor CH2N2) Mierenzuur (linkse kanoniek grootste bijdrage)

16 Betekenis van pijlen in organische chemie
Gebogen pijlen : geven beweging aan van el paren in resonantiestructuren en in reacties vertrekken bij initiële positie van elektronen en eindigen in finale positie Vishaak : geeft beweging aan van enkel elektron Opmerking : Bij beweging van een elektronenpaar in polaire covalente binding, gebeurt dit steeds naar het meer elektronegatieve atoom Rechte pijl: reactie Dubbele vishaak: evenwicht Resonantiepijl

17 H2-molecule: moleculaire orbitalen
energy Molecuulorbitalen worden gevormd door combinatie van atoomorbitalen. Het aantal gevormde MO’s is gelijk aan het aantal gecombineerde AO’s. MO’s met energie gelijk aan de originele AO’s = niet bindende orbitalen.

18 s s s s p s pz pz p Orbitalen: algemeen
s-molecuulorbitaal: de s-binding p-molecuulorbitaal: de p-binding Overlap van twee orbitalen volgens de richting van de bindingsas Symmetrische verdeling van Elektrondensiteit rond de binding s s s s p s Zijdelingse overlap van twee p-orbitalen volgens een richting haaks op de bindingsas Elektrondensiteit boven en onder de bindings- as, nul ter hoogte van de binding zelf Kleinere mate van overlap dan bij s-binding  p-binding zwakker pz pz p

19 Elektronenconfiguratie van koolstof
I.5 Hybridisatie: de structuur van methaan (Mc Murry: p 11-12) CH4 Energie Elektronenconfiguratie van koolstof 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0 theorie Twee verschillende types C –H ??? ? experiment Vier equivalente C—H bindingen, gericht naar de hoekpunten van een regelmatige tetraeder

20 Energie De oplossing van Linus Pauling:
1 s en 3 p-orbitalen combineren of hybridizeren tot 4 gelijkwaardige sp3 hybrideorbitalen Energie Orbitalen zijn zo georiënteerd dat ze gericht zijn naar de hoekpunten van een tetraëder: valentiehoek = 109,5°

21 Overlap van 4 sp3 hybrideorbitalen van C met 4 1s orbitalen van H
De structuur van methaan: CH4 109,5° Overlap van 4 sp3 hybrideorbitalen van C met 4 1s orbitalen van H Vorming van 4 identieke C-H bindingen, lengte: 110 pm, sterkte: 438 kJ/mol Reden voor hybridisatie: 1 lobe groter betere overlap sterkere binding s p sp3

22 I.6 De structuur van ethaan (Mc Murry: p 12-13)
CH3CH3 C – H binding: 420 kJ/mol C –C binding: 376 kJ/mol 154 pm Bindingshoeken: 109,5°

23 I.6 Hybridisatie: sp2 orbitalen en de structuur van etheen (Mc Murry: p 13-16)
CH2=CH2 bovenaanzicht zijaanzicht

24 CH2=CH2 Etheen heeft een planaire structuur
C =C binding: 611 kJ/mol; 133 pm

25 + Moleculaire orbitaalbeschrijving van de C = C p binding
Het p antibindend MO is het resultaat van een subtractieve combinatie van de twee p orbitalen en is niet gevuld. p antibindend MO combineren + p bindend MO Het p bindend MO is het resultaat van een additieve combinatie van de twee p orbitalen en is gevuld.

26 I.6 Hybridisatie: sp orbitalen en de structuur van ethyn (Mc Murry: p 16-17)
HC  CH

27

28 C-H bindingsafstand in functie van de hybridisatietoestand
meer s-karakter  kortere en sterkere binding elektronen dicht bij de kern hechter gebonden

29 I.7 Hybridisatie van andere atomen: stikstof en zuurstof (Mc Murry: p 17-19)
Elektronenconfiguratie van zuurstof 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1 H2O (a) NH3 (b) Elektronenconfiguratie van stikstof 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1