HOOFDSTUK I: STRUCTUUR EN BINDING

Hoofdstuk I: structuur en binding

HOOFDSTUK I: STRUCTUUR EN BINDING

Mc Murry: pagina 1-28pagina 34-43


I.1 Inleiding

• Waarom :Elk levend wezen bestaat uit organische verbindingen:

o Haar, huid, spieren: proteïnen

o Genetisch materiaal: DNA

o Geneesmiddelen: (aspirine)

o Kleding: synthetische vezels (nylon)

o Voeding: vitaminen, kleurstoffen

• Wat:Chemie van koolstof en zijn verbindingen

C: tweede periode, vierde groep

zes elektronen, vier valentie-elektronen

http://www.webelements.com; http://www.periodictableonline.org


Het Periodiek Systeem van de Elementen

PeriodeGroep


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

x

y

z

x

y

z

x

y

z

x

y

z

s px py pz

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

f orbitalend orbitalen knoopvlak

1s2s

3s


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

3 regels


(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


Element Atoomgetal verdeling van de elektronen over de orbitalenZ 1s 2s 2px 2py 2pz 3s

Waterstof H 1 1Helium He 2 2Lithium Li 3 2 1Beryllium Be 4 2 2Boor B 5 2 2 1Koolstof C 6 2 2 1 1Stikstof N 7 2 2 1 1 1Zuurstof O 8 2 2 2 1 1Fluor F 9 2 2 2 2 1Neon Ne 10 2 2 2 2 2Natrium Na 11 2 2 2 2 2 1Magnesium Mg 12 2 2 2 2 2 2

Het verdelen van elektronen over gedegenereerde orbitalen gebeurt zo dat steeds een maximum aantal ongepaarde elektronen aanwezig is met parallelle spin.

(Regel van Hund)

Grondtoestand elektronenconfiguratie van enkele elementen


Valentie-elektronen van de eerste 18 elementen


Li 2s1 1s2 ( He )- e-

F 2s2 2p5 2s2 2p6 ( Ne )+ e-

Li ( +IP) Li+ + e- IP = 517 kJ /mol

F + e- F- ( +EA) EA = 328 kJ /mol

Li + F Li+ + F- { Li+F-} + energie

ionaire binding

covalente binding

C + 4 H H C H H C H CH4

H

H

H

H

H C H

H

HLewis Kekulé

N + 3 H N H N H NH3

H

H HN H

H

H

H


CH4 {(8 + 4x2) – (4 + 4x1)}/2 = 8/2 = 4

FCN {(3x8) – (7 + 4 + 5)}/2 = 8/2 = 4

H2O2 {(2x8 + 2x2) – (2x6 + 2x1)} = 6/2 = 3

H3O+ {(8 + 3x2) – (6 + 3x1 – 1)}/2 = 6/2 = 3

aantal gedeelde elparen = aantal covalente bindingen =

(aantal el voor edelgasconfiguratie)

- (aantal valentie el - effectieve ladingen)2

H

C HH

H

F C N

H O O H

H O H

H

Kekulé - Lewisstructuren: Mc Murry (p 34-43)


formele lading = {(aantal valentie el) – (aantal covalente bind) – (aantal vrije el)}

OF: splits gebonden e paren en vgl met aantal valentie el

NO2 4 O N O

4 el ipv 5

6 el

aantal covbindingen

+ +

H2SO4 6 H O S O H

O

O

-

-

2+

totaal 8 el

H O S O H

O

O totaal 12 el

Resonantiestructuren of kanonieken: verschillen alleen in de plaats van de

en niet-bindende elektronen, de kernen bezitten dezelfde posities !


Kekulé - Lewisstructuren: voorbeelden

HCO2

126 pm

CH2=OH 127 pm CH2=NH2

129 pm

+

-

+

H C

O

O

H C

O

O

C O

H H

C O

H H

C N

H H

H

H H

C N

H H

H H H

+

++

+

-

-

143 pm120 pm

120 pm 143 pm

147 pm127pm

bindingsorde: ( 1+2) / 2

C O

H H

H

+C O

H H

H

+

Geladen moleculen


Niet-geladen moleculen

relatieve elektronegativiteit: F > O > N > C

H C

O

N H

H

H C

N

O-

H

H

HCONH2

+

+

CH2N2

H2C N N H2C N N+ - -


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

-CH3 N

O

O

+CH3 N

O

O

(N heeft 10 elektronen)

(C+ = carbeniumion = carbokation)

+

-O

CH H

O

CH H

relatieve elektronegativiteit:

F > O > N > C


Bijdrage van kanonieken tot de reële structuur

(1) Geladen resonantiestructuren minder gunstig dan niet-geladen

(2) Voorkeur aan kanonieken waar alle tweede periode-elementen octetconfiguratie

bezitten

(3) Voorkeur aan structuur waarin negatieve lading op meest elektronegatieve

atoom

(Opmerking: geen ongeladen structuur mogelijk voor CH2N2)

-

+HO

H C

O

HO

H C

OMierenzuur

(linkse kanoniek grootste bijdrage)

(carbokation : 6 elektronen) 143 pm120 pm127 pm

+

H

OH

CH

H

OH

CH

++CH2 OH

CH2N2

diazomethaan

H2C N N H2C N N+ +- -

Grotere bijdrage


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 atoomC O+ -

C O+ -

C O

C O

C CH H

H H

H H

CH

H

H

C H

H

H

+

Rechte pijl: reactie

Dubbele vishaak: evenwicht

Resonantiepijl


H2-molecule: moleculaire orbitalenen

ergy

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.

H 1s orbital H 1s orbital

H - H bonding MO ( filled)

H - H antibonding MO ( unfilled)


Orbitalen: algemeen

-molecuulorbitaal: de -binding

-molecuulorbitaal: de -binding

H HH H

XY YX

s s

p s

YX YX

pz pz

Overlap van twee orbitalen volgensde richting van de bindingsas

Symmetrische verdeling vanElektrondensiteit rond de binding

Zijdelingse overlap van twee p-orbitalenvolgens 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 -binding -binding zwakker


I.5 Hybridisatie: de structuur van methaan (Mc Murry: p 11-12)

En

erg

ie

Elektronenconfiguratie van koolstof

1s2 2s2 2px1 2py

1 2pz0

Twee verschillende types C –H ???

Vier equivalente C—H bindingen, gericht naar de hoekpunten van een regelmatige tetraeder

theorie

experiment

?

CH4

H

HH

HC

H

C

H

H H


De oplossing van Linus Pauling:

1 s en 3 p-orbitalen combineren of hybridizeren tot 4 gelijkwaardige sp3 hybrideorbitalen

En

erg

ie

Orbitalen zijn zo georiënteerd dat ze gericht zijn naar de

hoekpunten van een tetraëder:

valentiehoek = 109,5°


De structuur van methaan:

• 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:

s p sp3

1 lobe groterbetere overlapsterkere binding

CH4109,5°


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°


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

CH2=CH2C C

H H

H H

C C

H H

H H

bovenaanzicht zijaanzicht


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

CH2=CH2


Moleculaire orbitaalbeschrijving van de C = C binding

Het bindend MO is het resultaat van een additieve combinatie van de twee p orbitalen en is gevuld.

Het antibindend MO is het resultaat van een subtractieve combinatie van de twee p orbitalen en is niet gevuld.

bindend MO

antibindend MO

+combineren


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

HC CH



C-H bindingsafstand in functie van de hybridisatietoestand

106

107

108

109

110

20 30 40 50

% s karakter in C orbitaal

rC-H, pm

sp

sp2

sp3

meer s-karakter kortere en sterkere binding

elektronen dicht bij de kern hechter gebonden


I.7 Hybridisatie van andere atomen: stikstof en zuurstof (Mc Murry: p 17-19)

Elektronenconfiguratie van stikstof

1s2 2s2 2px1 2py

1 2pz1

Elektronenconfiguratie van zuurstof

1s2 2s2 2px2 2py

1 2pz1

(b)

(a)

H2O

NH3

Documents

HOOFDSTUK I: STRUCTUUR EN BINDING