Cel 1: Organische Chemie
Algemene Inleiding
Belang van Organische Chemie:
Gemeenschappelijk fundament verschillende disciplines in de geneeskunde = moleculaire biologie en
biochemie => verklaren opbouw structuren + inzicht verwerven in dynamische processen in het lichaam
Enorme diversiteit stoffen => vereenvoudigd vanuit organisch chemisch oogpunt tot: combinatie van
beperkt aantal functionele groepen verankerd op basisskelet (covalent gebonden koolstofatomen)
Inzicht noodzakelijk in de vorm en reactiviteit van de moleculen betrokken in de chemie van het
leven => Fundamenteel om elke activiteit van moleculen in het lichaam op moleculaire schaal te
begrijpen
(Niet elke organische molecule is biologisch relevant. Heel wat anorganische molecule zijn wel biochemisch relevant.)
Nodige Voorkennis:
Opbouw van het atoom, ionaire en covalente bindingen de opbouw van Lewisstructuren,
hybridisatie, moleculaire resonantie, keten-, plaats- en functionele groepisomerie en naamgeving
Hoofdstuk 1: Stereochemie 1 – De ruimtelijke structuur van het koolstofskelet
1.1: Inleiding
* Ruimtelijke verdeling van gebonden atomen/atoomgroepen rond elke C
→ bepaald door hybridisatietoestand = vastgelegd door aantal + onderlinge oriëntatie σ-bindingen
- Sp³: 4 σ-bindingen, gericht naar hoekpunten tetraëder, onderlinge valentiehoeken: 109°
- Sp²: 3 σ-bindingen, gelegen in eenzelfde vlak, onderlinge valentiehoeken: 120° (dubbele binding)
- Sp: 2 σ-bindingen, gelegen langs eenzelfde lijn, onderlinge valentiehoeken: 180° (drievoudige b.)
* Ruimtelijke structuur van koolwaterstofskelet bepaald door haar bouwstenen = individuele C’s
→ Ruimtelijke vorm = som ruimtelijke verdeling van elke bouwsteen
* Uitzicht C-H-skelet: hybridisatie + plaats bouwsteen → bepaald fysicochemische eigenschappen
vb. stearinezuur en oliezuur: verschil = 1 dub. bind. → verschil smelt T = 55°C
* Dit hoofdstuk: alifatische KW-stoffen = alkanen, cycloalkanen, alkenen, alkynen
1.2: Methaan
Ruimtelijk weergeven door wig-notatie:
-Geeft indruk moleculen = statische obj met vaste bindingsafstanden &
valentiehoeken
- MAAR stellen slechts evenwichtswaarden voor, overeenkomend met toestand
van minimale inwendige E van de molecule
,In werkelijkheid fluctueren bindingsafstanden & valentiehoeken rondom evenwichtswaarden.
Fluctuaties ontstaan door inwendige E ↑: dit door bewegings-/kinetische E → potentiële/inwendige E
door botsingen.
* T ↑ => bewegings-E ↑=>aantal botsingen↑ => inwendige E ↑=> afwijkingen in structuur molecule
* Vanaf bepaalde temp => afwijkingen zo groot => zwakste bindingen breken
1.3: Ethaan
Niet langer éénduidige structuur! => hoe 2 tetraëders t.o.v. elkaar plaatsen?
1) Elke C-H binding ene C-atoom precies tegenover C-H binding van andere C-atoom
2) Elke C-H ene C zo geplaatst => hoek gevormd door 2 C-H bindingen precies in midden
doorgesneden
= conformaties van ethaan = conformeren van elkaar
Conformeren: Verschillende ruimtelijke vormen van eenzelfde molecule die ontstaan als gevolg van
rotatie rondom een enkelvoudige binding. Hierbij worden geen bindingen gebroken.
→Voorstellen op papier op aanschouwelijke manier: Newmanprojectie
1.3.1: Opbouw van een Newmanprojectie
1) Er wordt langs de as van de binding, waarrond de rotatie optreedt, heen gekeken
2) – Atoom dichts vanuit oogpunt voorgesteld als snijpunt drie overige bindingen
– Het achterste wordt voorgesteld als een cirkel
3) Drie overige bindingen w symmetrisch verdeeld over het vlak
Verschil in hoek tussen de C-H bindingen → deze hoek = torsiehoek θ
- In geschrankte conformatie: θ = 60°
- In geëclipseerde conformatie: θ = 0°
→ omzetten naar andere vorming = draaiing over 60°
Elektronendensiteit in het σ-bindingsorbitaal = symmetrisch rond de bindingsas → rotatie zonder dat
C-C hierdoor beïnvloed w.
Anders verwoord: De σ (C-C) binding in ethaan blijft ongewijzigd bij rotatie rond de C-C bindingsas
Draaiing verbreekt de binding niet en heeft geen effect op de verdeling van de elektrondensiteit.
,*Chemische bindingen van σ-type = vrije draaibaarheid rondom bindingsas → ethaan slechts 2
extremen met verschillende inwendige E
Verschil in E ontstaat als gevolg van de grotere elektrostatische afstoting(/repulsie) tussen de σ-
bindingselektronen(wolken)= sterische hinder
● Geëclipseerde vorm: kortere afstand tussen elektronenwolk waterstofatomen →
energieverhoging van 4 kJ/mol→ totaal E-verschil: 12 kJ/mol
!!Kleinere afstand = meer sterische hinder = meer inwendige energie!!
● Geschrankte vorm: grote afstand elektronenwolken = minder repulsie = minder sterische
hinder = minder inwendige E
▪ Conformeren hebben een verschillende E-inhoud → conformeren = onderscheidbare vormen
(verschil in fysicochemische eig.) = isomeren => Conformationele isomerie
Conformationele isomeren: isomeren van een molecule die verschillen in hun inwendige energie
door rotatie van één (of meerdere) vrij draaibare chemische bindingen.
Vrije draaibaarheid => oneindig aantal conformaties
met verschillende θ en E
Energiediagram:
-min: geschrankt
-max: geëclipseerd
Door bewegingsenergie om te zetten in inwendige E => over de grafiek ‘bewegen’
Energiebarrière bij pieken die telkens overwonnen moeten w => door de hogere E komt eclipsvorm
slechts kortstondig voor. Bij kamer temp. w barrière meer dan 10 6/sec overwonnen.
, 1.4: Propaan
Naast C-H bindingen ook rekening houden met een C-C, voor de rest analoog:
● Vervang 1 C—H door een C—CH3
● Sterische hinder tussen C —CH3 en C—H op naburige
koolstofatomen (6 kJ.mol-1) dan deze tussen twee C—H’s (4
kJ/Mol)
● Totale energiebarrière: 14 kJ/mol (wel eenzelfde energiediagram)
1.5: Butaan
Overgang van ethaan naar butaan:
* Vervang 2 C—H door C—CH3
* Door rotatie rond centrale binding ontstaan er 3
geëclipseerde en 3 geschrankte conformaties
*C1-C2 en C3-C4 bindingen staan geschrankt (ongeacht θ)
Verschillende conformaties:
● Anti-conformatie: laagste E-inhoud, alle C-C en C-H geschrankt rond C 2 – C3, θ=180° , E-
inhoud= 16 kJ/mol (D)
● Maximaal geëclipseerde vorm: hoogste E-inhoud, θ = 0° => methylgroepen eclipseren elkaar,
E-inhoud ligt 19kJ/mol hoger dan de anti-conformatie (A)
● Eclips conformeer: 2de hoogste E-inhoud, θ = 120°, E-inhoud ligt 3kJ/mol lager dan de
maximaal eclips conformatie; methylgroepen staan tegenover H, sterische hinder minder dan
tussen 2 C-C’s (C)
Algemene Inleiding
Belang van Organische Chemie:
Gemeenschappelijk fundament verschillende disciplines in de geneeskunde = moleculaire biologie en
biochemie => verklaren opbouw structuren + inzicht verwerven in dynamische processen in het lichaam
Enorme diversiteit stoffen => vereenvoudigd vanuit organisch chemisch oogpunt tot: combinatie van
beperkt aantal functionele groepen verankerd op basisskelet (covalent gebonden koolstofatomen)
Inzicht noodzakelijk in de vorm en reactiviteit van de moleculen betrokken in de chemie van het
leven => Fundamenteel om elke activiteit van moleculen in het lichaam op moleculaire schaal te
begrijpen
(Niet elke organische molecule is biologisch relevant. Heel wat anorganische molecule zijn wel biochemisch relevant.)
Nodige Voorkennis:
Opbouw van het atoom, ionaire en covalente bindingen de opbouw van Lewisstructuren,
hybridisatie, moleculaire resonantie, keten-, plaats- en functionele groepisomerie en naamgeving
Hoofdstuk 1: Stereochemie 1 – De ruimtelijke structuur van het koolstofskelet
1.1: Inleiding
* Ruimtelijke verdeling van gebonden atomen/atoomgroepen rond elke C
→ bepaald door hybridisatietoestand = vastgelegd door aantal + onderlinge oriëntatie σ-bindingen
- Sp³: 4 σ-bindingen, gericht naar hoekpunten tetraëder, onderlinge valentiehoeken: 109°
- Sp²: 3 σ-bindingen, gelegen in eenzelfde vlak, onderlinge valentiehoeken: 120° (dubbele binding)
- Sp: 2 σ-bindingen, gelegen langs eenzelfde lijn, onderlinge valentiehoeken: 180° (drievoudige b.)
* Ruimtelijke structuur van koolwaterstofskelet bepaald door haar bouwstenen = individuele C’s
→ Ruimtelijke vorm = som ruimtelijke verdeling van elke bouwsteen
* Uitzicht C-H-skelet: hybridisatie + plaats bouwsteen → bepaald fysicochemische eigenschappen
vb. stearinezuur en oliezuur: verschil = 1 dub. bind. → verschil smelt T = 55°C
* Dit hoofdstuk: alifatische KW-stoffen = alkanen, cycloalkanen, alkenen, alkynen
1.2: Methaan
Ruimtelijk weergeven door wig-notatie:
-Geeft indruk moleculen = statische obj met vaste bindingsafstanden &
valentiehoeken
- MAAR stellen slechts evenwichtswaarden voor, overeenkomend met toestand
van minimale inwendige E van de molecule
,In werkelijkheid fluctueren bindingsafstanden & valentiehoeken rondom evenwichtswaarden.
Fluctuaties ontstaan door inwendige E ↑: dit door bewegings-/kinetische E → potentiële/inwendige E
door botsingen.
* T ↑ => bewegings-E ↑=>aantal botsingen↑ => inwendige E ↑=> afwijkingen in structuur molecule
* Vanaf bepaalde temp => afwijkingen zo groot => zwakste bindingen breken
1.3: Ethaan
Niet langer éénduidige structuur! => hoe 2 tetraëders t.o.v. elkaar plaatsen?
1) Elke C-H binding ene C-atoom precies tegenover C-H binding van andere C-atoom
2) Elke C-H ene C zo geplaatst => hoek gevormd door 2 C-H bindingen precies in midden
doorgesneden
= conformaties van ethaan = conformeren van elkaar
Conformeren: Verschillende ruimtelijke vormen van eenzelfde molecule die ontstaan als gevolg van
rotatie rondom een enkelvoudige binding. Hierbij worden geen bindingen gebroken.
→Voorstellen op papier op aanschouwelijke manier: Newmanprojectie
1.3.1: Opbouw van een Newmanprojectie
1) Er wordt langs de as van de binding, waarrond de rotatie optreedt, heen gekeken
2) – Atoom dichts vanuit oogpunt voorgesteld als snijpunt drie overige bindingen
– Het achterste wordt voorgesteld als een cirkel
3) Drie overige bindingen w symmetrisch verdeeld over het vlak
Verschil in hoek tussen de C-H bindingen → deze hoek = torsiehoek θ
- In geschrankte conformatie: θ = 60°
- In geëclipseerde conformatie: θ = 0°
→ omzetten naar andere vorming = draaiing over 60°
Elektronendensiteit in het σ-bindingsorbitaal = symmetrisch rond de bindingsas → rotatie zonder dat
C-C hierdoor beïnvloed w.
Anders verwoord: De σ (C-C) binding in ethaan blijft ongewijzigd bij rotatie rond de C-C bindingsas
Draaiing verbreekt de binding niet en heeft geen effect op de verdeling van de elektrondensiteit.
,*Chemische bindingen van σ-type = vrije draaibaarheid rondom bindingsas → ethaan slechts 2
extremen met verschillende inwendige E
Verschil in E ontstaat als gevolg van de grotere elektrostatische afstoting(/repulsie) tussen de σ-
bindingselektronen(wolken)= sterische hinder
● Geëclipseerde vorm: kortere afstand tussen elektronenwolk waterstofatomen →
energieverhoging van 4 kJ/mol→ totaal E-verschil: 12 kJ/mol
!!Kleinere afstand = meer sterische hinder = meer inwendige energie!!
● Geschrankte vorm: grote afstand elektronenwolken = minder repulsie = minder sterische
hinder = minder inwendige E
▪ Conformeren hebben een verschillende E-inhoud → conformeren = onderscheidbare vormen
(verschil in fysicochemische eig.) = isomeren => Conformationele isomerie
Conformationele isomeren: isomeren van een molecule die verschillen in hun inwendige energie
door rotatie van één (of meerdere) vrij draaibare chemische bindingen.
Vrije draaibaarheid => oneindig aantal conformaties
met verschillende θ en E
Energiediagram:
-min: geschrankt
-max: geëclipseerd
Door bewegingsenergie om te zetten in inwendige E => over de grafiek ‘bewegen’
Energiebarrière bij pieken die telkens overwonnen moeten w => door de hogere E komt eclipsvorm
slechts kortstondig voor. Bij kamer temp. w barrière meer dan 10 6/sec overwonnen.
, 1.4: Propaan
Naast C-H bindingen ook rekening houden met een C-C, voor de rest analoog:
● Vervang 1 C—H door een C—CH3
● Sterische hinder tussen C —CH3 en C—H op naburige
koolstofatomen (6 kJ.mol-1) dan deze tussen twee C—H’s (4
kJ/Mol)
● Totale energiebarrière: 14 kJ/mol (wel eenzelfde energiediagram)
1.5: Butaan
Overgang van ethaan naar butaan:
* Vervang 2 C—H door C—CH3
* Door rotatie rond centrale binding ontstaan er 3
geëclipseerde en 3 geschrankte conformaties
*C1-C2 en C3-C4 bindingen staan geschrankt (ongeacht θ)
Verschillende conformaties:
● Anti-conformatie: laagste E-inhoud, alle C-C en C-H geschrankt rond C 2 – C3, θ=180° , E-
inhoud= 16 kJ/mol (D)
● Maximaal geëclipseerde vorm: hoogste E-inhoud, θ = 0° => methylgroepen eclipseren elkaar,
E-inhoud ligt 19kJ/mol hoger dan de anti-conformatie (A)
● Eclips conformeer: 2de hoogste E-inhoud, θ = 120°, E-inhoud ligt 3kJ/mol lager dan de
maximaal eclips conformatie; methylgroepen staan tegenover H, sterische hinder minder dan
tussen 2 C-C’s (C)
