Organische chemie
Polair= symmetrische molecule: vectoren richting andere kant bv. H 2
Apolair= asymmetrische molecule: vectoren zelfde kant gericht= dipoolmoment μ bv. HF
Hoe groter verschil in elektronegativiteit, hoe grotere polariteit
Lewisstructuur: alles voorgesteld door bolletjes
Kékuléstructuur: covalente b voorgesteld door streepjes (VE met bolletjes)
Promotie: zorgt voor ongepaarde e-, zodat hiermee covalente bindingen kunnen w gemaakt -> hybridisatie
Hybridisatie: eerdere atoomorbitalen overlappen en vormen meerdere gelijkwaardige hybride-orbitalen
Sp3 orbitalen= 109,5° bv. ethaan
1 lobe groter= betere overlap= sterkere binding
Niet gebonden elektronenparen zitten altijd in sp3
Sp2 orbitalen= 120° bv. etheen
Overlapping gebeurt 1x langs de as: σ-binding
Overlapping van overige p-orbitalen gebeurt 1x evenwijdig: π-binding
Sp orbitalen= 180° bv. ethyn
Overlapping gebeurt 1x langs de as: σ-binding
Overlapping van overige p-orbitalen gebeurt 2x evenwijdig: π-binding
Stabiliteit: s-orbitaal> hybride-orbitaal> p-
orbitaal
Hoe meer s-karakter , hoe kortere= sterkere binding+ grotere bindingshoek, hoe stabieler, hoe zuurder,
hoe meer elektronegatief, hoe kortere bindingslengte+ delocalisatie= stabilisatie
Vrij e- paar deelt graag met een met te veel d-=> reageert basis
Alle enkelvoudige bindingen zijn σ-binding
Additieve overlap= bindend molecuulorbitaal
o Lage energie: σ-orbitaal of π-orbitaal
o stabiliserend
o Mutuele aantrekking=> kortere afstand tsn kernen+ sterkere binding: covalente binding
o Positieve elektronendensiteit
o Minimale bindingsafstand
Subtractieve overlap= antibindend molecuulorbitaal
o Hoge energie: σ-orbitaal of π-orbitaal
o Node tsn de kernen=> geen elektronendensiteit om afstoting te vermijden
o Destabiliserend
Bindingsdissociatie-energie= wat vrijkomt bij vorming binding= E die je nodig hebt om te breken
o Hoe meer deze overlappen, hoe meer E vrijkomt, hoe stabieler tot ze elkaar afstoten
3dubbel binding: sterker+ korter dan dubbele binding.: sterker+ korter dan enkele binding
Kation: metaal= elektronen afgeven bv. Na+
Anion: niet-metaal= elektronen opnemen bv. Cl -
Radicaal: ongepaard e- dat overal een partner zoekt
σ-binding: axiale overlap: s-/ px-orbitalen
o deze kost meer E om te vormen/ breken omdat overlap groter is
π-binding: zijdelingse overlap: py-/ pz -orbitalen
, SG= #bindingsparen+ #vrije e-paren
Alifatische koolwaterstoffen (=niet-aromatisch)
o Verzadigde koolwaterstoffen: alleen enkelvoudige C-C bindingen
o Onverzadigde koolwaterstoffen: minstens 1 meervoudige binding
Oplosbaar in apolaire solventen
Lagere dichtheid dan water
Interne alkyn/ alkenen hebben hoger kookpunt want stabieler
Sterke van der Waals-reacties= meer aantrekking=> mooier stapelen=> hoger kookpunt
hoe meer bindingen
Vinyl= direct naast dubbele b. (ethenyl)
Allyl= naast vinylisch (prop-2-enyl)
Iso-= 2-methyl- (p.73)
o Isobutaan= 2-methyl-propaan
o Isopentaan= 2-methyl-butaan
o Isooctaan=2-methyl-heptaan
Neo-= 2,2-dimethyl-
o Neopentaan (2,2-dimethylpropaan)
o Neooctaan (2,2-dimethylhexaan)
Prioriteit: alkeen> alkyn> halogeen
Vrij e-paar: hoge elektronendensiteit
Ammoniak: NH3 reageert basisch wegens vrij e-paar
Ammonium: NH4+
Pijl naar boven (kan ax of eq zijn) in stoelconformatie= subst. Ligt voor de figuur
Een protisch solvent is altijd polair maar omgekeerd geldt dat niet: een polair solvent kan ook aprotisch
zijn.
o Een protisch solvent is een H-brug donor: een waterstof atoom zit hier op een sterk EN element
waardoor het verschil in EN groot is en men van waterstofbrugvorming spreekt.
o Een aprotisch solvent heeft zo geen waterstofatoom maar heeft wél partiële ladingen omwille van
elektronendelokalisatie binnen de solventmolecule (resonantievormen).
Samengevat: men maakt onderscheid tussen apolaire en polaire solventen. Binnen de
groep polaire solventen kunnen we nog onderscheid maken tussen de protisch polaire
en de aprotisch polaire.
Heb je bij synthese-oef zonder functionele groepen=> RADICALAIRE HALOGENERING (bv. Br 2/ Cl2 met
licht)
Stabiliteit: tert> benzyl> allyl> sec>sec vinyl> prim> prim vinyl> halogeen> vinyl
2. Alkanen
e-negativiteit zeer belangrijk in zuur/basen: hoe e -negatiever hoe sterker+ stabieler het zuur
o C< N< O< F
o I< Br< Cl< F MAAR OOK hoe groter, hoe stabieler, hoe zuurder dus hier is qua stabiliteit I> Br> Cl> F
Invloed grootte> e-negativiteit op
zuurtegraad
delokalisatie= stabilisatie: de last van de negatieve lading delen
hoe meer e-negatief het substituent en hoe dichter deze bij het atoom met de negatieve lading staat, hoe
groter het inductief effect: e-zuigend subst.=> ↓pKa= zuurder (en omgekeerd) EXAMEN
2 soorten conformaties:
o Geschrankte: bv. bij ethaan is alles onder 60° zo
2
, o
Geëclipseerde: molecule vindt dit niet leuk
o
De energie van geschrankte C1-atoom is niet perse even groot als die van C2, maar alles in dat
atoom zelf heeft wel dezelfde energie
Hyperconjugatie: delokalisatie <e- door overlap van een σ-orbitaal met een leeg orbitaal
Anti-conformatie: methylgroepen staan antiperiplanair (180°)
Gauche conformatie: meer sterische hinder
Hoe meer substituenten equatoraal, hoe stabieler
Substituenten staan ONMOGEMIJK axiaal bij tertbutyl
Energiediagram: TE KENNEN Inductief duwend effect
o Elke geëclipseerd H-H: 3 kJ/mol bij C(CH3)3: de 3 CH3
o Elk geëclipseerd bindingspaar: 1 kJ/mol worden lichtjes geduwd
o Elke geëclipseerd CH3-H: 5 kJ/mol naar het centraal C-
o Elke geëclipseerd CH3-CH3: 10 kJ/mol atoom waardoor de
o Elke gauche interactie: 3,6 kJ/mol positieve lading hierop
wordt verdeeld onder de
verschillende atomen=>
3. Alkenen stabieler
Z-/ E-isomeren: kan niet op ringen!
o Kan niet op ringen!
o Snij dubbele binding loodrecht in 2, Z als ze rechtover elkaar staan, E als ze schuin staan
Reactiviteit: (hoe) gaat een reactie door, naar welke kant en hoe snel?
Reactiemechanisme: elektrofiele additie
o sterk zuur staat proton af=> komt op elektrofiele koolstofatoom
o alkeen is nu elektrofiel=> wil een nucleofiel op elektrofiele koolstofatoom
∆H°>0: endotherm= energie geven= warmte w opgenomen= binding breken
∆H°<0: exotherm= energie krijgen= warmte w vrijgegeven= binding vormen
4. Reacties van alkenen
elektrofiele additie:
o regioselectief! (niet bij secundaire/ symmetrische carbokationen)
Alkylgroepen verlagen de positieve lading op koolstofatoom van het carbokation door:
o Inductief effect= ladingen doorgeven/ delen
o Hyperconjugatie= ruimtelijke overlap σ-binding+ leeg p-orbitaal
Vorming carbokation is endo-energetisch, omdat je ervoor bindingen breekt
Hoe meer substituenten rechtstreeks op het centraal koolstofatoom, hoe meer kans op hyperconjugatie
Regel van Markovnikov: bij elektrofiele additie aan een alkeen komt het elektrofiel H + terecht op het
sp2-C-atoom met de meeste H-atomen (minst sterische hinder op C-atoom)
H2O is een te zwak zuur om te adderen=> hydratatie-reactie: zure katalysator toevoegen (de katalysator zou ook een
nucleofiel kunnen zijn, maar de concentratie aan water is veel groter)
OH komt op minst gesubstitueerde koolstofatoom (stabielste carbokation vormen)
Omlegging: ALTIJD onderzoeken bij carbokationen
o 1,2-hydride shift: omlegging van H- naar de koolstofatoom rechtstreeks op de koolstofatoom vanwaar het kwam
o 1,2-methyl shift: omlegging van methylgroep naar aanburende C-atoom
o Ringexpansie: stabiliteit 4-ring< 5-ring< 6-ring
Boraan
OF als zuur katalysator: elektrofiele additie: H+ als elektrofiel en water (dat OH wordt) als nucleofiel
o Markovnikov (H op C-atoom met meeste H)
OF als hydroboratie-oxidatie: boraan als elektrofiel (dat OH wordt) en H - als nucleofiel
3
Polair= symmetrische molecule: vectoren richting andere kant bv. H 2
Apolair= asymmetrische molecule: vectoren zelfde kant gericht= dipoolmoment μ bv. HF
Hoe groter verschil in elektronegativiteit, hoe grotere polariteit
Lewisstructuur: alles voorgesteld door bolletjes
Kékuléstructuur: covalente b voorgesteld door streepjes (VE met bolletjes)
Promotie: zorgt voor ongepaarde e-, zodat hiermee covalente bindingen kunnen w gemaakt -> hybridisatie
Hybridisatie: eerdere atoomorbitalen overlappen en vormen meerdere gelijkwaardige hybride-orbitalen
Sp3 orbitalen= 109,5° bv. ethaan
1 lobe groter= betere overlap= sterkere binding
Niet gebonden elektronenparen zitten altijd in sp3
Sp2 orbitalen= 120° bv. etheen
Overlapping gebeurt 1x langs de as: σ-binding
Overlapping van overige p-orbitalen gebeurt 1x evenwijdig: π-binding
Sp orbitalen= 180° bv. ethyn
Overlapping gebeurt 1x langs de as: σ-binding
Overlapping van overige p-orbitalen gebeurt 2x evenwijdig: π-binding
Stabiliteit: s-orbitaal> hybride-orbitaal> p-
orbitaal
Hoe meer s-karakter , hoe kortere= sterkere binding+ grotere bindingshoek, hoe stabieler, hoe zuurder,
hoe meer elektronegatief, hoe kortere bindingslengte+ delocalisatie= stabilisatie
Vrij e- paar deelt graag met een met te veel d-=> reageert basis
Alle enkelvoudige bindingen zijn σ-binding
Additieve overlap= bindend molecuulorbitaal
o Lage energie: σ-orbitaal of π-orbitaal
o stabiliserend
o Mutuele aantrekking=> kortere afstand tsn kernen+ sterkere binding: covalente binding
o Positieve elektronendensiteit
o Minimale bindingsafstand
Subtractieve overlap= antibindend molecuulorbitaal
o Hoge energie: σ-orbitaal of π-orbitaal
o Node tsn de kernen=> geen elektronendensiteit om afstoting te vermijden
o Destabiliserend
Bindingsdissociatie-energie= wat vrijkomt bij vorming binding= E die je nodig hebt om te breken
o Hoe meer deze overlappen, hoe meer E vrijkomt, hoe stabieler tot ze elkaar afstoten
3dubbel binding: sterker+ korter dan dubbele binding.: sterker+ korter dan enkele binding
Kation: metaal= elektronen afgeven bv. Na+
Anion: niet-metaal= elektronen opnemen bv. Cl -
Radicaal: ongepaard e- dat overal een partner zoekt
σ-binding: axiale overlap: s-/ px-orbitalen
o deze kost meer E om te vormen/ breken omdat overlap groter is
π-binding: zijdelingse overlap: py-/ pz -orbitalen
, SG= #bindingsparen+ #vrije e-paren
Alifatische koolwaterstoffen (=niet-aromatisch)
o Verzadigde koolwaterstoffen: alleen enkelvoudige C-C bindingen
o Onverzadigde koolwaterstoffen: minstens 1 meervoudige binding
Oplosbaar in apolaire solventen
Lagere dichtheid dan water
Interne alkyn/ alkenen hebben hoger kookpunt want stabieler
Sterke van der Waals-reacties= meer aantrekking=> mooier stapelen=> hoger kookpunt
hoe meer bindingen
Vinyl= direct naast dubbele b. (ethenyl)
Allyl= naast vinylisch (prop-2-enyl)
Iso-= 2-methyl- (p.73)
o Isobutaan= 2-methyl-propaan
o Isopentaan= 2-methyl-butaan
o Isooctaan=2-methyl-heptaan
Neo-= 2,2-dimethyl-
o Neopentaan (2,2-dimethylpropaan)
o Neooctaan (2,2-dimethylhexaan)
Prioriteit: alkeen> alkyn> halogeen
Vrij e-paar: hoge elektronendensiteit
Ammoniak: NH3 reageert basisch wegens vrij e-paar
Ammonium: NH4+
Pijl naar boven (kan ax of eq zijn) in stoelconformatie= subst. Ligt voor de figuur
Een protisch solvent is altijd polair maar omgekeerd geldt dat niet: een polair solvent kan ook aprotisch
zijn.
o Een protisch solvent is een H-brug donor: een waterstof atoom zit hier op een sterk EN element
waardoor het verschil in EN groot is en men van waterstofbrugvorming spreekt.
o Een aprotisch solvent heeft zo geen waterstofatoom maar heeft wél partiële ladingen omwille van
elektronendelokalisatie binnen de solventmolecule (resonantievormen).
Samengevat: men maakt onderscheid tussen apolaire en polaire solventen. Binnen de
groep polaire solventen kunnen we nog onderscheid maken tussen de protisch polaire
en de aprotisch polaire.
Heb je bij synthese-oef zonder functionele groepen=> RADICALAIRE HALOGENERING (bv. Br 2/ Cl2 met
licht)
Stabiliteit: tert> benzyl> allyl> sec>sec vinyl> prim> prim vinyl> halogeen> vinyl
2. Alkanen
e-negativiteit zeer belangrijk in zuur/basen: hoe e -negatiever hoe sterker+ stabieler het zuur
o C< N< O< F
o I< Br< Cl< F MAAR OOK hoe groter, hoe stabieler, hoe zuurder dus hier is qua stabiliteit I> Br> Cl> F
Invloed grootte> e-negativiteit op
zuurtegraad
delokalisatie= stabilisatie: de last van de negatieve lading delen
hoe meer e-negatief het substituent en hoe dichter deze bij het atoom met de negatieve lading staat, hoe
groter het inductief effect: e-zuigend subst.=> ↓pKa= zuurder (en omgekeerd) EXAMEN
2 soorten conformaties:
o Geschrankte: bv. bij ethaan is alles onder 60° zo
2
, o
Geëclipseerde: molecule vindt dit niet leuk
o
De energie van geschrankte C1-atoom is niet perse even groot als die van C2, maar alles in dat
atoom zelf heeft wel dezelfde energie
Hyperconjugatie: delokalisatie <e- door overlap van een σ-orbitaal met een leeg orbitaal
Anti-conformatie: methylgroepen staan antiperiplanair (180°)
Gauche conformatie: meer sterische hinder
Hoe meer substituenten equatoraal, hoe stabieler
Substituenten staan ONMOGEMIJK axiaal bij tertbutyl
Energiediagram: TE KENNEN Inductief duwend effect
o Elke geëclipseerd H-H: 3 kJ/mol bij C(CH3)3: de 3 CH3
o Elk geëclipseerd bindingspaar: 1 kJ/mol worden lichtjes geduwd
o Elke geëclipseerd CH3-H: 5 kJ/mol naar het centraal C-
o Elke geëclipseerd CH3-CH3: 10 kJ/mol atoom waardoor de
o Elke gauche interactie: 3,6 kJ/mol positieve lading hierop
wordt verdeeld onder de
verschillende atomen=>
3. Alkenen stabieler
Z-/ E-isomeren: kan niet op ringen!
o Kan niet op ringen!
o Snij dubbele binding loodrecht in 2, Z als ze rechtover elkaar staan, E als ze schuin staan
Reactiviteit: (hoe) gaat een reactie door, naar welke kant en hoe snel?
Reactiemechanisme: elektrofiele additie
o sterk zuur staat proton af=> komt op elektrofiele koolstofatoom
o alkeen is nu elektrofiel=> wil een nucleofiel op elektrofiele koolstofatoom
∆H°>0: endotherm= energie geven= warmte w opgenomen= binding breken
∆H°<0: exotherm= energie krijgen= warmte w vrijgegeven= binding vormen
4. Reacties van alkenen
elektrofiele additie:
o regioselectief! (niet bij secundaire/ symmetrische carbokationen)
Alkylgroepen verlagen de positieve lading op koolstofatoom van het carbokation door:
o Inductief effect= ladingen doorgeven/ delen
o Hyperconjugatie= ruimtelijke overlap σ-binding+ leeg p-orbitaal
Vorming carbokation is endo-energetisch, omdat je ervoor bindingen breekt
Hoe meer substituenten rechtstreeks op het centraal koolstofatoom, hoe meer kans op hyperconjugatie
Regel van Markovnikov: bij elektrofiele additie aan een alkeen komt het elektrofiel H + terecht op het
sp2-C-atoom met de meeste H-atomen (minst sterische hinder op C-atoom)
H2O is een te zwak zuur om te adderen=> hydratatie-reactie: zure katalysator toevoegen (de katalysator zou ook een
nucleofiel kunnen zijn, maar de concentratie aan water is veel groter)
OH komt op minst gesubstitueerde koolstofatoom (stabielste carbokation vormen)
Omlegging: ALTIJD onderzoeken bij carbokationen
o 1,2-hydride shift: omlegging van H- naar de koolstofatoom rechtstreeks op de koolstofatoom vanwaar het kwam
o 1,2-methyl shift: omlegging van methylgroep naar aanburende C-atoom
o Ringexpansie: stabiliteit 4-ring< 5-ring< 6-ring
Boraan
OF als zuur katalysator: elektrofiele additie: H+ als elektrofiel en water (dat OH wordt) als nucleofiel
o Markovnikov (H op C-atoom met meeste H)
OF als hydroboratie-oxidatie: boraan als elektrofiel (dat OH wordt) en H - als nucleofiel
3
