Samenvatting Cel I organische chemie

De cel: fundamentele concepten, structuur en
functie Partim I
Partim organische chemie
inleiding – De chemische binding: algemene concepten

Orbitalen – het kwadraat van de golffuncties, die horen bij een bepaalde energiewaarde, is de maat voor waarschijnlijkheid
waarmee een elektron gevonden kan worden in de ruimte rondom de kern.
• s-orbitaal: bolsymmetrisch
• p-orbitaal
o px-orbitaal
o py-orbitaal
o pz-orbitaal
• d-orbitaal

Elektronen, ondergebracht in zelfde orbitaal, moeten tegengestelde spin hebben
Elektronen, verdeeld over energetisch gelijke orbitalen, zijn zo weinig mogelijk gepaard

Elk element streeft naar octetconfiguratie en zal hiervoor bindingen aangaan

Soorten bindingen: zie algemene chemie

C vormt geen ionaire bindingen
C is iso-elektrisch met neon indien gebonden aan 4 elementen
H is in casu iso-elektrisch met helium

C-H is een covalente binding; bindingsenergie die vrijkomt is 413 kJ/mol

Van structuurformule naar chemische structuur

Covalente binding tussen twee atomen, met terbeschikkingstelling van een elektron door elk atoom, ontstaat door overlap van
twee halfgevulde atoomorbitalen met vorming van een nieuw molecuulorbitaal.

Ander geval: wanneer een volledig gevuld orbitaal een leeg orbitaal overlapt;
bv. bij coördinatieverbinding/complex ion (zie algemene chemie).

Deσ -binding

• Frontale overlap
• s-orbitaal + s-orbitaal
• s-orbitaal + p-orbitaal
• s-orbitaal + hybride orbitaal
• Sterkere binding




1

, De -binding

• Zijdelingse overlap
• p-orbitaal + p-orbitaal
• Zwakkere binding

Chemische structuur van methaan

• Eerste instantie: koolstof kan slechts 2 covalente bindingen vormen
• Werkelijkheid anders: oplossing m.b.v. orbitaalhybridisatie: kunstmatige promotie van elektron uit
2s naar ledig 2pz-orbitaal
• Ontstaan 4 halfgevulde orbitalen met andere bewegingstoestand: hybride sp3-atoomorbitalen;
beschouw: elk sp3-orbitaal bestaat voor ¼ uit het voormalige s-orbitaal en ¾ uit een voormalig p-
orbitaal
• 4 gelijkwaardige -bindingen met H
• Valentiehoek van 109°28’
• Sterkere binding door grotere elektrondensiteit (grotere overlap)
• Grotere bindingsenergie die vrijgesteld wordt compenseert energie nodig voor promotie van 2s naar
hogere energietoestand

Meervoudige koolstof-koolstofbindingen: etheen en ethyn als voorbeeld

• Voldoen aan octetregel: tweevoudige, resp. drievoudige binding
• Etheen: enkelvoudige binding 2 H-atomen en dubbele binding 1 C-atoom: 3 equivalente orbitalen
nodig: sp2-hybridisatie: promotie 2s-elektron naar 2pz, combinatie van 2s met 2px en 2py tot vorming
van 3 2sp2, elk bestaande uit 1/3 2s en 2/3 2p. Er rest nog 1 py-orbitaal voor zijdelingse
overlap/binding tussen de 2 C-atomen
• Ethyn: analoog; sp-hybridisatie

Zuurstof- en stikstofbindingen

• Eerste instantie: stikstof/zuurstof drie/twee -bindingen door overlap met halfgevulde H 1s-orbitalen,
dus: -bindingen zouden onderling loodrecht gericht moeten zijn
• Echter: tetraëdrische hoek van 109°28’; verklaring: sp3-hybridisatie
• Betere elektrostatische verdeling elektronen + grotere orbitaaloverlap bij binding hybridisatie
• Vervorming van structuur:

Voorstelling van organische verbindingen

• Structuurformule: alle elementen en vrije e--paren weergeven
• Gecondenseerde structuurformules: binding met waterstof wordt niet meer getoond (CH i.p.v. C-H)
• Lijnvoorstelling: geen weergave C en H, noch binding daartussen




2

, Falende Lewisstructuren - resonantie

Probleem bij bv. carbonaatanion: afwijking tussen chemische structuur (Lewis) en werkelijke structuur: alle C-O-
bindingen zijn gelijkwaardig met gelijke bindingsafstand (128 pm); Lewisstructuur bestaat dus fysisch niet!
Wel: mesomeren verschillen in de wijze waarop de elektronen verdeeld zijn over de atomen; ze zijn energetisch
gelijkwaardig

Notatie: enkelvoudige bindingen C-O en in stippellijn een ‘dubbele’ binding tussen C en elke O binnen
vierkante haken, lading (2-) buiten haken; p-orbitaal van C overlapt gelijktijdig alle p-orbitalen van elke O Voorstelling
is het gemiddelde van de individuele Lewisstructuren mesomerie/resonantie
Echte structuur = hybride van de individuele Lewisstructuren

Benzeen - aromaticiteit

In tegenstelling tot vaak gebruikte notatie (afwisselend dubbele/enkele binding) in zesring: alle C-C- bindingen zijn
identiek; elke binding heeft gedeeltelijk dubbelbindingskarakter resonantie

Hydrogenatie benzeen kost meer energie dan cyclohexatrieen.

Samengevat: aromaat groter dan verwachte stabiliteit en weerstand tot reactie

Polariteit van de covalente binding

Beide atomen worden gepolariseerd (door verschil in EN): verkrijgen partiële ladingen; totale lading blijft
onveranderd polair covalente binding

Geen of zwakke polarisatie voor EN < 0,5

Inleiding - Organische verbindingen: voorstelling, indeling, isomerie en naamgeving
Koolstofskelet is weinig reactief, behalve in onmiddellijke omgeving van de functionele groep
functionele groep is bepalend voor mogelijke reacties

De functionele groepen

• Alkanen
• Alkylhaliden (halogeengroep): -X (F, Cl, Br, I)
• Alcoholen (hydroxylgroep): -OH
• Amines (aminogroep): NH2, NH, N
• Ethers (etherfunctie): -O-
• Thioëthers (sulfidefunctie): -S-
• Thiolen (thiolgroep): -SH
• Aldehyden (carbonylfunctie): -COH
• Ketonen (carbonylfunctie): -CO-
• Nitrillen (cyano-nitrillefunctie): -C≡N
• Imine (iminefunctie): >C=N-
• Carbonzuren (carboxylfunctie): -COOH




3