H5. Mesomerie of resonantie
1. Inleiding
Soorten bindingen:
➔ Ionaire bindingen:
➢ = Verbindingen tussen een metaal + een niet-metaal
➢ Er is een groot verschil in elektronegatieve waarde tussen de 2 atomen
➢ Er worden geen elektronen gedeeld → het ene atoom geeft een e- af aan het andere
➢ Komt bijna niet voor bij organische moleculen
➔ Covalente bindingen:
➢ = Verbindingen tussen 2 niet-metalen
➢ Elektronen worden gedeeld
➢ Er zijn 2 soorten:
1) Polair covalente bindingen
→ Als 2 verschillende atomen binden met elkaar, zullen ze elk evenveel
elektronen ter beschikking stellen voor de binding
→ De elektronen zullen aan de kant van het atoom met de hoogste ENW
liggen (hoe groter ENW, hoe liever het atoom e- rond zich heeft)
→ ENW Cl > ENW H dus de elektronen zullen meer naar Cl liggen
→ H zal iets minder e- krijgen dan normaal → omdat het niet echt wordt
afgegeven ontstaan er geen echte ladingen maar partiële ladingen
→ Partiële ladingen wijzen erop dat het atoom wel het normaal aantal
valentie-elektronen heeft, maar dat de bindingselektronen
opgeschoven zijn
→ Een partiële positieve lading = als de elektronen weg van het atoom
zijn opgeschoven
→ Een partiële negatieve lading = als de elektronen richting het atoom
zijn opgeschoven
2) Apolair covalente bindingen
→ Als 2 gelijke atomen met elkaar binden, zullen ze elk evenveel elektronen
ter beschikking stellen voor de binding
→ De elektronen liggen in het midden van de binding
,2. Het begrip mesomerie
Voor sommige moleculen zijn er meerdere correcte Lewisstructuren mogelijk waarbij de π-elektronen
op andere plaatsen staan
→ Voorbeelden:
➔ = Mesomere grensstructuren
→ De werkelijke structuur is niet gelijk aan 1 van de 2
grensstructuren, het zit er tussenin
→ De dubbele pijl is om aan te tonen dat het grensstructuren zijn
➔ CO (koolstofmonoxide):
- Je kan de π-elektronen van de middelste structuur
verplaatsen waardoor je 2 nieuwe structuren krijgt
- De 2 buitenste zijn minder stabiel omdat ze ladingen hebben
➔ Benzeen:
- Alle 6 koolstoffen zijn sp2 gehybridiseerd
- Afwisselend dubbele + enkele bindingen
→ Je kan met enkel beginnen of met dubbel (verschilt)
- Oplossing om werkelijke structuur makkelijk te tekenen:
Ring met enkelvoudige bindingen + cirkel in het midden
Mesomerie is niet hetzelfde als isomerie!
➔ Isomerie:
▪ Moleculen die dezelfde brutoformule hebben maar een verschillende
structuurformule of ruimtelijke opbouw
➔ Mesomerie
▪ Er zijn elektronen aanwezig die niet vastzitten tussen 2 atomen, maar die verdeeld
zijn over een groter geheel
→ Dus als je kijkt naar de ene grensstructuur en dan naar de andere, zie je dat de
elektronen verschoven zijn (= gedelokaliseerde elektronen)
▪ Alle atomen blijven op dezelfde plek staan, enkel de e- verschuiven (delokalisatie)
▪ Enkel elektronen uit een p-orbitaal kunnen verschuiven:
- π-elektronen
→ = Elektronen die de π-binding maken in dubbele en drievoudige bindingen
- Vrije elektronenparen (niet gebonden elektronenparen)
→ Kunnen in een gehybridiseerd orbitaal of in een p-orbitaal zitten, maar
enkel diegene dat in een p-orbitaal zitten kunnen verschuiven
→ sp gehybridiseerd = 2 sp-orbitalen + 2 p-orbitalen
→ s p2 gehybridiseerd = 3 sp2-orbitalen + 1 p-orbitaal
→ sp3 gehybridiseerd = 4 sp3-orbitalen → KAN NIET want geen p-orbitaal
▪
➔ Elke C heeft een p-orbitaal waar 1 elektron in zit
→ Al die p-orbitalen overlappen met elkaar
+
De 6 π-e- kunnen door heel de ring verschuiven
, 3. Gedelokaliseerde systemen
Formiaat ion (HCO2-):
➢ = Het anion van mierenzuur (HCOOH)
→ Mierenzuur is een carbonzuur dat een proton kan afgeven
→ Er blijft dan nog HCO2- over
➢
➔ Linker grensstructuur:
Het vrije elektronenpaar op O kan een dubbele binding maken tussen C en O
De π-elektronen van de dubbele binding kunnen als vrij elektronenpaar op O gaan staan
→ Dan krijg je de rechtse grensstructuur
➔ Linker en rechter grensstructuur zien er hetzelfde uit → de werkelijke structuur is iets
tussen de 2
➔ De 3 atomen (O-C-O) hebben allemaal een p-orbitaal
→ In de linkse grensstructuur is er een π-binding tussen de rechtse O en C (zie groen
streepje) + een vrij elektronenpaar in de linkse O (zie 2 groene stippen)
--> Dus er zijn in totaal 4e-
➔ De orbitalen kunnen overlappen omdat de e- in aangrenzende atomen zitten + de p
orbitalen parallel staan (doordat alle atomen sp2 gehybridiseerde zijn) + de σ-bindingen
(grijze lijntjes) allemaal in 1 vlak liggen
→ Hierdoor kunnen de 4e- zich vrij over de 3 orbitalen verplaatsen
→ Elektronen dat over meerdere orbitalen verspreid liggen zijn moeilijk te tekenen
➔ De laatste structuur tekent men niet → men tekent de grensstructuren met een dubbele
pijl tussen om aan te tonen dat de werkelijke structuur er tussenin zit
Gedelokaliseerde systemen kan je herkennen door afwisselend dubbele en enkele bindingen (= een
geconjugeerd systeem)
→ Bv. het derivaat van vitamine A:
➔ Alle rode C-atomen zijn sp2 gehybridiseerd
→ Ze hebben dus allemaal een p-orbitaal waar telkens 1e- in zit
→ Bij de π-bindingen (blauw) overlappen 2 orbitalen
--> Dus in werkelijkheid overlapt heel dat systeem + zijn de enkele
bindingen geen enkele bindingen maar deels dubbel omdat de
π-elektronen verdeeld zijn over heel het systeem
→ Er zijn 6 paar π-elektronen (dus 12 in totaal) die vrij kunnen
bewegen over heel het systeem
1. Inleiding
Soorten bindingen:
➔ Ionaire bindingen:
➢ = Verbindingen tussen een metaal + een niet-metaal
➢ Er is een groot verschil in elektronegatieve waarde tussen de 2 atomen
➢ Er worden geen elektronen gedeeld → het ene atoom geeft een e- af aan het andere
➢ Komt bijna niet voor bij organische moleculen
➔ Covalente bindingen:
➢ = Verbindingen tussen 2 niet-metalen
➢ Elektronen worden gedeeld
➢ Er zijn 2 soorten:
1) Polair covalente bindingen
→ Als 2 verschillende atomen binden met elkaar, zullen ze elk evenveel
elektronen ter beschikking stellen voor de binding
→ De elektronen zullen aan de kant van het atoom met de hoogste ENW
liggen (hoe groter ENW, hoe liever het atoom e- rond zich heeft)
→ ENW Cl > ENW H dus de elektronen zullen meer naar Cl liggen
→ H zal iets minder e- krijgen dan normaal → omdat het niet echt wordt
afgegeven ontstaan er geen echte ladingen maar partiële ladingen
→ Partiële ladingen wijzen erop dat het atoom wel het normaal aantal
valentie-elektronen heeft, maar dat de bindingselektronen
opgeschoven zijn
→ Een partiële positieve lading = als de elektronen weg van het atoom
zijn opgeschoven
→ Een partiële negatieve lading = als de elektronen richting het atoom
zijn opgeschoven
2) Apolair covalente bindingen
→ Als 2 gelijke atomen met elkaar binden, zullen ze elk evenveel elektronen
ter beschikking stellen voor de binding
→ De elektronen liggen in het midden van de binding
,2. Het begrip mesomerie
Voor sommige moleculen zijn er meerdere correcte Lewisstructuren mogelijk waarbij de π-elektronen
op andere plaatsen staan
→ Voorbeelden:
➔ = Mesomere grensstructuren
→ De werkelijke structuur is niet gelijk aan 1 van de 2
grensstructuren, het zit er tussenin
→ De dubbele pijl is om aan te tonen dat het grensstructuren zijn
➔ CO (koolstofmonoxide):
- Je kan de π-elektronen van de middelste structuur
verplaatsen waardoor je 2 nieuwe structuren krijgt
- De 2 buitenste zijn minder stabiel omdat ze ladingen hebben
➔ Benzeen:
- Alle 6 koolstoffen zijn sp2 gehybridiseerd
- Afwisselend dubbele + enkele bindingen
→ Je kan met enkel beginnen of met dubbel (verschilt)
- Oplossing om werkelijke structuur makkelijk te tekenen:
Ring met enkelvoudige bindingen + cirkel in het midden
Mesomerie is niet hetzelfde als isomerie!
➔ Isomerie:
▪ Moleculen die dezelfde brutoformule hebben maar een verschillende
structuurformule of ruimtelijke opbouw
➔ Mesomerie
▪ Er zijn elektronen aanwezig die niet vastzitten tussen 2 atomen, maar die verdeeld
zijn over een groter geheel
→ Dus als je kijkt naar de ene grensstructuur en dan naar de andere, zie je dat de
elektronen verschoven zijn (= gedelokaliseerde elektronen)
▪ Alle atomen blijven op dezelfde plek staan, enkel de e- verschuiven (delokalisatie)
▪ Enkel elektronen uit een p-orbitaal kunnen verschuiven:
- π-elektronen
→ = Elektronen die de π-binding maken in dubbele en drievoudige bindingen
- Vrije elektronenparen (niet gebonden elektronenparen)
→ Kunnen in een gehybridiseerd orbitaal of in een p-orbitaal zitten, maar
enkel diegene dat in een p-orbitaal zitten kunnen verschuiven
→ sp gehybridiseerd = 2 sp-orbitalen + 2 p-orbitalen
→ s p2 gehybridiseerd = 3 sp2-orbitalen + 1 p-orbitaal
→ sp3 gehybridiseerd = 4 sp3-orbitalen → KAN NIET want geen p-orbitaal
▪
➔ Elke C heeft een p-orbitaal waar 1 elektron in zit
→ Al die p-orbitalen overlappen met elkaar
+
De 6 π-e- kunnen door heel de ring verschuiven
, 3. Gedelokaliseerde systemen
Formiaat ion (HCO2-):
➢ = Het anion van mierenzuur (HCOOH)
→ Mierenzuur is een carbonzuur dat een proton kan afgeven
→ Er blijft dan nog HCO2- over
➢
➔ Linker grensstructuur:
Het vrije elektronenpaar op O kan een dubbele binding maken tussen C en O
De π-elektronen van de dubbele binding kunnen als vrij elektronenpaar op O gaan staan
→ Dan krijg je de rechtse grensstructuur
➔ Linker en rechter grensstructuur zien er hetzelfde uit → de werkelijke structuur is iets
tussen de 2
➔ De 3 atomen (O-C-O) hebben allemaal een p-orbitaal
→ In de linkse grensstructuur is er een π-binding tussen de rechtse O en C (zie groen
streepje) + een vrij elektronenpaar in de linkse O (zie 2 groene stippen)
--> Dus er zijn in totaal 4e-
➔ De orbitalen kunnen overlappen omdat de e- in aangrenzende atomen zitten + de p
orbitalen parallel staan (doordat alle atomen sp2 gehybridiseerde zijn) + de σ-bindingen
(grijze lijntjes) allemaal in 1 vlak liggen
→ Hierdoor kunnen de 4e- zich vrij over de 3 orbitalen verplaatsen
→ Elektronen dat over meerdere orbitalen verspreid liggen zijn moeilijk te tekenen
➔ De laatste structuur tekent men niet → men tekent de grensstructuren met een dubbele
pijl tussen om aan te tonen dat de werkelijke structuur er tussenin zit
Gedelokaliseerde systemen kan je herkennen door afwisselend dubbele en enkele bindingen (= een
geconjugeerd systeem)
→ Bv. het derivaat van vitamine A:
➔ Alle rode C-atomen zijn sp2 gehybridiseerd
→ Ze hebben dus allemaal een p-orbitaal waar telkens 1e- in zit
→ Bij de π-bindingen (blauw) overlappen 2 orbitalen
--> Dus in werkelijkheid overlapt heel dat systeem + zijn de enkele
bindingen geen enkele bindingen maar deels dubbel omdat de
π-elektronen verdeeld zijn over heel het systeem
→ Er zijn 6 paar π-elektronen (dus 12 in totaal) die vrij kunnen
bewegen over heel het systeem
