SAMENVATTING 102
“HC’s 1-4”
HOORCOLLEGE 1
Manieren om een molecuul weer te geven:
- Koolstof skelet tekenen zonder de C-atomen, en de H-atomen die daar omheen weglaten.
- De belangrijkste functionele groepen tekenen.
Voorbeelden hoe je een molecuul moet tekenen:
Goed Fout
- De manieren waarbij de atomen verbonden zijn kan heel belangrijk zijn voor de
eigenschappen van de moleculen.
o Vb: Dimethyl ether & ethanol: beide moleculen hebben dezelfde soort / aantal
atomen, maar op een andere manier verbonden.
o
Atoom opbouw:
Elektronen: hele kleine deeltjes die veel kleiner zijn dan atomen en met een zeer hoge lading / massa
verhouding.
- Elektronen gedragen zich zowel als deeltjes als golven.
E.Rutherford ontdekte door zijn experiment dat de elektronen in op bepaalde energieniveaus in een
atomen zaten.
- Elektronenschillen van verschillende energieniveaus overgangen tussen schillen: licht
opname of afgifte.
1
, - De energie is gerelateerd aan de plek in de schol (E = h*v)
Quantummechanica: toepassen van golfmechanica op materie.
- Golfvergelijkingen geven golffuncties als oplossing.
o Waarschijnlijkheidsverdeling → Orbitalen
Orbitalen:
- 1s
- 2s
- 2py
- 2px
- 2pz
[Opmerking: altijd eerst alle plekken vullen en dan de tweede toevoegen bij 2p orbitalen.]
[Op het niveau van de derde ‘schil’ heb je naast 3s en 3p ook 3d orbitalen.]
Elektronen configuratie atomen:
Drie regels:
1. Aufbau principe: 2 elektronen per orbitaal.
2. Pauli principe: anti parallelle spin in orbitalen (↑↓)
3. Regel van Hund: maximale bezetting orbitalen met zelfde energie; met parallelle spin.
Valentie elektronen: covalente binding
- Delen valentie-elektronen tussen twee atomen.
- Atomen sterven naar een octet (edelgas configuratie).
- Meeste atomen: te weinig valentie elektronen; octet bereiken door bindingen te vormen.
2
, Een lage energieniveau = stabiliteit
- Er is een afstand van de atomen waarbij alle laagste energieniveau bereikt wordt en dat is
het niveau waarbij een binding gevormd kan worden tussen de twee atomen.
Covalente binding: waarbij twee elektronen gedeeld worden in een binding tussen twee atomen.
Covalente binding tekenen → Lewis dot structuren.
Belangrijk bij Lewis dot structuren:
- Octet regel
- Aantal valentie-elektronen
- Formele lading
Formele ladingen in een molecuul:
Lading = [aantal valentie-elektronen atoom] – [helft van de bindingselektronen] – aantal niet
bindende elektronen]
- Vb ammonia: N → [5] – [6/2] – [2] = 0
H → [1] – [2/2] – [0] = 0
Polaire covalente binding: bindingen waarbij elektronen gepolariseerd zijn.
- = de dichtheid van elektronen in een binding zit aan één bepaalde kant en niet evenredig
gedeeld.
Ionogene binding: Bij een ionogene binding zijn de bindingspartners ionen (bv. NaCl).
- De bindingspartners zijn ionen → atomen die of extra elektronen hebben opgenomen (Y-) of
afgestaan (X+).
Elektronegativiteit: de mate waarin atomen elektronen uit de covalente binding naar zich toe
kunnen verplaatsen.
Verschil in elektronegativiteit:
- < 0,4 : covalente binding
- Tussen 0,4 en 1,6 : polaire binding
- > 1,6 : ionogene binding
Dipoolmoment: kwantatieve & directionele maat voor de polariteit van een molecuul (of binding).
Covalente bindingen en orbitalen:
- Binding ontstaat als 2 atomen orbitalen overlappen.
- Overlappende atoomorbitalen gedragen zich als overlappende golven.
- Alleen bij constructieve interferentie → binding
Constructieve interferentie:
3
, Destructieve interferentie:
Hybridisatie
Als (bijv) een koolstof atoom in binding gaat met een andere atoom waarbij de elektronen gaan
delen, dan smelt de atoom orbitalen samen tot nieuwe orbitalen.
- Koolstof smelt in precies vier orbitalen zodat er vier gelijkwaardige andere te kunnen krijgen.
o Sp3-orbitalen = 1s & 3p orbitalen
- Sp2-hybridisatie: 1s orbitaal & 2p orbitalen & 1p orbitaal
blijft zoals hij is.
- Sp-hybridisatie: 1s & 1p orbitalen & 2p orbitalen blijven.
-
σ -binding: primaire binding tussen atomen
Π-binding: de dubbele binding
Hybridisatie bepalen van een atoom in een molecuul → sterische nummer:
- Sterische nummer: aantal σ-bindingen + vrije elektronen paren.
o Sterische nummer = 4 → sp3 = 109,5 graden hoek
o Sterische nummer = 3 → sp2 = 120 graden hoek
o Sterische nummer = 2 → sp = 180 graden hoek
Absorptie van licht door Π-bindingen:
- De Π-elektronen van een dubbele binding zijn relatief ‘losse’ elektronen die al met UV-licht
naar een hogere energieniveau gebracht kunnen worden.
- Als de Π-binding verbreekt dan blijft het molecuul nog heel, niet als σ-bindingen. De atomen
blijven gewoon aan elkaar liggen.
→ UV-licht is genoeg pakketje energie om de Π-elektronen van de bindende orbitaal (HOMO) genoeg
energie te geven om via licht naar de LUMO te gaan (lage niet bezet orbitaal).
- Dit is hoger energie dan de grondtoestand.
- Als het Π-elektron genoeg energie krijgt, dan kan het springen, maar dan is het licht
verdwenen of gebruikt om de sprong van de elektronen mogelijk te maken = licht is
geabsorbeerd.
4
“HC’s 1-4”
HOORCOLLEGE 1
Manieren om een molecuul weer te geven:
- Koolstof skelet tekenen zonder de C-atomen, en de H-atomen die daar omheen weglaten.
- De belangrijkste functionele groepen tekenen.
Voorbeelden hoe je een molecuul moet tekenen:
Goed Fout
- De manieren waarbij de atomen verbonden zijn kan heel belangrijk zijn voor de
eigenschappen van de moleculen.
o Vb: Dimethyl ether & ethanol: beide moleculen hebben dezelfde soort / aantal
atomen, maar op een andere manier verbonden.
o
Atoom opbouw:
Elektronen: hele kleine deeltjes die veel kleiner zijn dan atomen en met een zeer hoge lading / massa
verhouding.
- Elektronen gedragen zich zowel als deeltjes als golven.
E.Rutherford ontdekte door zijn experiment dat de elektronen in op bepaalde energieniveaus in een
atomen zaten.
- Elektronenschillen van verschillende energieniveaus overgangen tussen schillen: licht
opname of afgifte.
1
, - De energie is gerelateerd aan de plek in de schol (E = h*v)
Quantummechanica: toepassen van golfmechanica op materie.
- Golfvergelijkingen geven golffuncties als oplossing.
o Waarschijnlijkheidsverdeling → Orbitalen
Orbitalen:
- 1s
- 2s
- 2py
- 2px
- 2pz
[Opmerking: altijd eerst alle plekken vullen en dan de tweede toevoegen bij 2p orbitalen.]
[Op het niveau van de derde ‘schil’ heb je naast 3s en 3p ook 3d orbitalen.]
Elektronen configuratie atomen:
Drie regels:
1. Aufbau principe: 2 elektronen per orbitaal.
2. Pauli principe: anti parallelle spin in orbitalen (↑↓)
3. Regel van Hund: maximale bezetting orbitalen met zelfde energie; met parallelle spin.
Valentie elektronen: covalente binding
- Delen valentie-elektronen tussen twee atomen.
- Atomen sterven naar een octet (edelgas configuratie).
- Meeste atomen: te weinig valentie elektronen; octet bereiken door bindingen te vormen.
2
, Een lage energieniveau = stabiliteit
- Er is een afstand van de atomen waarbij alle laagste energieniveau bereikt wordt en dat is
het niveau waarbij een binding gevormd kan worden tussen de twee atomen.
Covalente binding: waarbij twee elektronen gedeeld worden in een binding tussen twee atomen.
Covalente binding tekenen → Lewis dot structuren.
Belangrijk bij Lewis dot structuren:
- Octet regel
- Aantal valentie-elektronen
- Formele lading
Formele ladingen in een molecuul:
Lading = [aantal valentie-elektronen atoom] – [helft van de bindingselektronen] – aantal niet
bindende elektronen]
- Vb ammonia: N → [5] – [6/2] – [2] = 0
H → [1] – [2/2] – [0] = 0
Polaire covalente binding: bindingen waarbij elektronen gepolariseerd zijn.
- = de dichtheid van elektronen in een binding zit aan één bepaalde kant en niet evenredig
gedeeld.
Ionogene binding: Bij een ionogene binding zijn de bindingspartners ionen (bv. NaCl).
- De bindingspartners zijn ionen → atomen die of extra elektronen hebben opgenomen (Y-) of
afgestaan (X+).
Elektronegativiteit: de mate waarin atomen elektronen uit de covalente binding naar zich toe
kunnen verplaatsen.
Verschil in elektronegativiteit:
- < 0,4 : covalente binding
- Tussen 0,4 en 1,6 : polaire binding
- > 1,6 : ionogene binding
Dipoolmoment: kwantatieve & directionele maat voor de polariteit van een molecuul (of binding).
Covalente bindingen en orbitalen:
- Binding ontstaat als 2 atomen orbitalen overlappen.
- Overlappende atoomorbitalen gedragen zich als overlappende golven.
- Alleen bij constructieve interferentie → binding
Constructieve interferentie:
3
, Destructieve interferentie:
Hybridisatie
Als (bijv) een koolstof atoom in binding gaat met een andere atoom waarbij de elektronen gaan
delen, dan smelt de atoom orbitalen samen tot nieuwe orbitalen.
- Koolstof smelt in precies vier orbitalen zodat er vier gelijkwaardige andere te kunnen krijgen.
o Sp3-orbitalen = 1s & 3p orbitalen
- Sp2-hybridisatie: 1s orbitaal & 2p orbitalen & 1p orbitaal
blijft zoals hij is.
- Sp-hybridisatie: 1s & 1p orbitalen & 2p orbitalen blijven.
-
σ -binding: primaire binding tussen atomen
Π-binding: de dubbele binding
Hybridisatie bepalen van een atoom in een molecuul → sterische nummer:
- Sterische nummer: aantal σ-bindingen + vrije elektronen paren.
o Sterische nummer = 4 → sp3 = 109,5 graden hoek
o Sterische nummer = 3 → sp2 = 120 graden hoek
o Sterische nummer = 2 → sp = 180 graden hoek
Absorptie van licht door Π-bindingen:
- De Π-elektronen van een dubbele binding zijn relatief ‘losse’ elektronen die al met UV-licht
naar een hogere energieniveau gebracht kunnen worden.
- Als de Π-binding verbreekt dan blijft het molecuul nog heel, niet als σ-bindingen. De atomen
blijven gewoon aan elkaar liggen.
→ UV-licht is genoeg pakketje energie om de Π-elektronen van de bindende orbitaal (HOMO) genoeg
energie te geven om via licht naar de LUMO te gaan (lage niet bezet orbitaal).
- Dit is hoger energie dan de grondtoestand.
- Als het Π-elektron genoeg energie krijgt, dan kan het springen, maar dan is het licht
verdwenen of gebruikt om de sprong van de elektronen mogelijk te maken = licht is
geabsorbeerd.
4
