Chemie van geneesmiddelen
HOORCOLLEGE 1: Atoom- & Molecuulbouw
Verschillende ontdekking over atomen en elektronen:
- J.J Thompson:
- R.A Milikan:
- Rutherford: atomen zijn leeg met een harde kern
- Niels Bohr: atomen bevatten elektronenschillen van verschillende energieniveaus
Quantum: een elektron is zowel een golf als een deeltje; toepassen golfmechanica op
materie, daaruit volgde de waarschijnlijkheidsverdeling van elektronen.
Orbitalen: plek waar elektronen 90% van de tijd zouden kunnen
zijn.
- Er zijn drie soorten, s-, p- en d-orbitalen.
- S-orbitaal wordt altijd als eerste gevuld, max. 2 elektronen.
- P-orbitaal wordt daarna gevuld, max. 6 elektronen.
- Aufbau principe: max. twee elektronen per orbitaal.
- Pauli principe: twee elektronen in eenzelfde orbitaal
hebben tegengestelde spin.
- Regel van Hund: maximale bezetting van de orbitalen, met
parallele spin.
Covalente binding verschil in elektronegativiteit is (de mate
waarin het atoom trekt aan de elektronen in
de covalente binding) kleiner dan 0,4.
Polair covalente binding verschil in elektronegativiteit zit tussen de
0,4 en de 1,6.
Ionogene binding verschil in elektronegativiteit groter dan 1,6.
Het dipoolmoment (mu) is een maat voor de polariteit van een molecuul, het dipoolmoment is
afhankelijk van de ruimtelijke structuur.
Wanneer twee
orbitalen overlappen
kan dit leiden tot
bonding MO of
antibonding MO:
- Constructiev
e
interferentie:
binding >
MO
- Destructieve
interferentie:
geen binding > Antibonding MO
Hybridisatie: het combineren van elektronenorbitalen van een atoom.
,SP3-hybridisatie:
- 1 S-orbitaal + 3 P-orbitalen maken samen 4 SP3-orbitalen
- 25% S-karakter
- Geeft sterisch nummer 4
- σ-bindingen
SP2-hybridisatie:
- 1 S-orbitaal + 3 P-orbitalen maken samen 3 SP2-orbitalen en een p-orbitaal
- 1 S-orbitaal hybridiseert met 2 P-orbitalen
- 33% S-karakter
- Geeft sterisch nummer 3
- De SP-orbitalen kunnen σ-bindingen vormen, het p-orbitaal kan een π-binding (een
dubbele of driedubbele binding, zijdelings overlap) vormen met een ander p-orbitaal.
Π-Bond
-------
SP-hybridisatie:
- 1 S-orbitaal + 3 P-orbitalen maken samen 2 SP-orbitalen en twee p-orbitalen
- 1 S-orbitaal hybridiseert met 1 P-orbitaal
- 50% S-karakter
- Geeft sterisch nummer 2
HOORCOLLEGE 2: Resonantie + UV
Resonantie structuren (mesomere grensstructuren): waarbij de elektronen en bindingen
anders geordend kunnen worden:
- Resonantie leidt tot stabilisatie en minder reactiviteit
- De hybride variant is de ‘kruising’ tussen beide grensstructuren
- Regel: elektronenpaar maar één binding/ p-orbitaal per resonantie verschuiven
Resonantie structuren
Hybride
,Voorbeeld carbonaat-ion:
- Verwachting: 2 enkele bindingen en 1 dubbele binding
- Werkelijkheid: symmetrisch molecuul, de dubbele bindingen verdelen zich
Voorbeeld amidebinding:
- De koolstof en stikstof in een amide hebben een dubbele bindingskarakter; sterke
binding
- Amidebinding is kort en vlak
- Plaatje?
Niet alle moleculen zijn goed te beschrijven met één lewisstructuur (bijvoorbeeld het
koolstofatoom in een amidebinding).
- Daarom schuiven de losse p-elektronen en vrij elektronenparen
- De werkelijkheid is een gemiddelde
Resonantiestructuur regels:
- De hybride vorm is het meest stabiel
- De afzonderlijke resonantie vormen zijn imaginair
- Alleen vrije elektronenparen en dubbele en drievoudige binden kunnen verwisselen
- Aantal elektronenparen blijft hetzelfde
- De σ-bindingen veranderen niet
Hoeveel een resonantie structuur bijdraagt aan de hybride vorm hangt af van:
- Het aantal atomen dat in de structuur aan de octetregel voldoet
- Het aantal bindingen in de resonantiestructuur (hoe meer bindingen hoe belangrijker)
- De ladingscheiding (hoe minder ladingscheiding hoe belangrijker) > structuren met de
negatieve lading op de meest elektronegatieve atomen zijn belangrijker
Belangrijker betekent hier stabieler, dus lager in energie.
Resonantie beïnvloedt molecuul eigenschappen
- Is een molecuul stabiel of reactief?
- Is een molecuul een sterke/zwakke base of zuur?
- Fenol is een sterker zuur door resonantie, de min lading op het O atoom van de
geconjugeerde base kan over de ring verspreid worden, dat geeft stabiliteit
Aromaticiteit zorgt voor extra stabiliteit van een molecuul, eisen voor een aromatisch
molecuul:
- Het aantal π-elektronen moet voldoen aan de regel van Hückel > stelt dat 4n + 2 =
het aantal π-elektronen in de aromatische verbinding, waarbij n vanaf 1 kan zijn.
- Het molecuul moet cyclisch zijn en volledig geconjugeerd
- Het molecuul moet plat zijn
, De nomenclatuur (zie de cursuswijzer voor de uitgebreide stappen’:
1. Bepaal de stam naam (aantal koolstofatomen)
2. De functionele groepen
3. Bepaal de belangrijkste karakteristieke groep
4. Nummer alles zo laag mogelijke, de belangrijkste krijgt het laagste nummer
t
HOORCOLLEGE 1: Atoom- & Molecuulbouw
Verschillende ontdekking over atomen en elektronen:
- J.J Thompson:
- R.A Milikan:
- Rutherford: atomen zijn leeg met een harde kern
- Niels Bohr: atomen bevatten elektronenschillen van verschillende energieniveaus
Quantum: een elektron is zowel een golf als een deeltje; toepassen golfmechanica op
materie, daaruit volgde de waarschijnlijkheidsverdeling van elektronen.
Orbitalen: plek waar elektronen 90% van de tijd zouden kunnen
zijn.
- Er zijn drie soorten, s-, p- en d-orbitalen.
- S-orbitaal wordt altijd als eerste gevuld, max. 2 elektronen.
- P-orbitaal wordt daarna gevuld, max. 6 elektronen.
- Aufbau principe: max. twee elektronen per orbitaal.
- Pauli principe: twee elektronen in eenzelfde orbitaal
hebben tegengestelde spin.
- Regel van Hund: maximale bezetting van de orbitalen, met
parallele spin.
Covalente binding verschil in elektronegativiteit is (de mate
waarin het atoom trekt aan de elektronen in
de covalente binding) kleiner dan 0,4.
Polair covalente binding verschil in elektronegativiteit zit tussen de
0,4 en de 1,6.
Ionogene binding verschil in elektronegativiteit groter dan 1,6.
Het dipoolmoment (mu) is een maat voor de polariteit van een molecuul, het dipoolmoment is
afhankelijk van de ruimtelijke structuur.
Wanneer twee
orbitalen overlappen
kan dit leiden tot
bonding MO of
antibonding MO:
- Constructiev
e
interferentie:
binding >
MO
- Destructieve
interferentie:
geen binding > Antibonding MO
Hybridisatie: het combineren van elektronenorbitalen van een atoom.
,SP3-hybridisatie:
- 1 S-orbitaal + 3 P-orbitalen maken samen 4 SP3-orbitalen
- 25% S-karakter
- Geeft sterisch nummer 4
- σ-bindingen
SP2-hybridisatie:
- 1 S-orbitaal + 3 P-orbitalen maken samen 3 SP2-orbitalen en een p-orbitaal
- 1 S-orbitaal hybridiseert met 2 P-orbitalen
- 33% S-karakter
- Geeft sterisch nummer 3
- De SP-orbitalen kunnen σ-bindingen vormen, het p-orbitaal kan een π-binding (een
dubbele of driedubbele binding, zijdelings overlap) vormen met een ander p-orbitaal.
Π-Bond
-------
SP-hybridisatie:
- 1 S-orbitaal + 3 P-orbitalen maken samen 2 SP-orbitalen en twee p-orbitalen
- 1 S-orbitaal hybridiseert met 1 P-orbitaal
- 50% S-karakter
- Geeft sterisch nummer 2
HOORCOLLEGE 2: Resonantie + UV
Resonantie structuren (mesomere grensstructuren): waarbij de elektronen en bindingen
anders geordend kunnen worden:
- Resonantie leidt tot stabilisatie en minder reactiviteit
- De hybride variant is de ‘kruising’ tussen beide grensstructuren
- Regel: elektronenpaar maar één binding/ p-orbitaal per resonantie verschuiven
Resonantie structuren
Hybride
,Voorbeeld carbonaat-ion:
- Verwachting: 2 enkele bindingen en 1 dubbele binding
- Werkelijkheid: symmetrisch molecuul, de dubbele bindingen verdelen zich
Voorbeeld amidebinding:
- De koolstof en stikstof in een amide hebben een dubbele bindingskarakter; sterke
binding
- Amidebinding is kort en vlak
- Plaatje?
Niet alle moleculen zijn goed te beschrijven met één lewisstructuur (bijvoorbeeld het
koolstofatoom in een amidebinding).
- Daarom schuiven de losse p-elektronen en vrij elektronenparen
- De werkelijkheid is een gemiddelde
Resonantiestructuur regels:
- De hybride vorm is het meest stabiel
- De afzonderlijke resonantie vormen zijn imaginair
- Alleen vrije elektronenparen en dubbele en drievoudige binden kunnen verwisselen
- Aantal elektronenparen blijft hetzelfde
- De σ-bindingen veranderen niet
Hoeveel een resonantie structuur bijdraagt aan de hybride vorm hangt af van:
- Het aantal atomen dat in de structuur aan de octetregel voldoet
- Het aantal bindingen in de resonantiestructuur (hoe meer bindingen hoe belangrijker)
- De ladingscheiding (hoe minder ladingscheiding hoe belangrijker) > structuren met de
negatieve lading op de meest elektronegatieve atomen zijn belangrijker
Belangrijker betekent hier stabieler, dus lager in energie.
Resonantie beïnvloedt molecuul eigenschappen
- Is een molecuul stabiel of reactief?
- Is een molecuul een sterke/zwakke base of zuur?
- Fenol is een sterker zuur door resonantie, de min lading op het O atoom van de
geconjugeerde base kan over de ring verspreid worden, dat geeft stabiliteit
Aromaticiteit zorgt voor extra stabiliteit van een molecuul, eisen voor een aromatisch
molecuul:
- Het aantal π-elektronen moet voldoen aan de regel van Hückel > stelt dat 4n + 2 =
het aantal π-elektronen in de aromatische verbinding, waarbij n vanaf 1 kan zijn.
- Het molecuul moet cyclisch zijn en volledig geconjugeerd
- Het molecuul moet plat zijn
, De nomenclatuur (zie de cursuswijzer voor de uitgebreide stappen’:
1. Bepaal de stam naam (aantal koolstofatomen)
2. De functionele groepen
3. Bepaal de belangrijkste karakteristieke groep
4. Nummer alles zo laag mogelijke, de belangrijkste krijgt het laagste nummer
t
