H1: GENERAL CHEMISTRY
Isotopen
- Zelfde aantal protonen
- Verschillend aantal neutronen
- Atoomnummer= aantal protonen
- Massagetal=protonen + neutronen
1.2 VERDELING ATOMEN IN EEN ATOOM
- hoe dichter atoomorbitaal bij kern, hoe lager de energie => s<p
- aantal elektronen= 2 x n2
- aufbau principe: elektron gaat steeds naar orbitaal met laagste energie waar er nog plaats is
- pauli exclusie principe: max 2 elektronen kunnen zelfde orbitaal bezitten met steeds
tegengestelde spin
- regel van Hund: veel orbitalen met gelijke energie zullen eerst alle orbitalen elektron ontvangen
vooraleer te paren in eenzelfde orbitaal (zoveel mogelijk ongepaarde e- voorkomen)
- degenerate orbitals= orbitalen met gelijke energie
1.3 IONISCHE EN COVALENTE BINDINGEN
- octetregel= gevulde buitenste schil
- atoom wordt een ion nadat het elektronen heeft opgenomen/afgegeven
- covalente bindingen: het gemeenschappelijk delen van elektronen
- niet-gepolarizeerde covalente bindingen: ongeveer zelfde EN <0.5
- gepolariseerde covalente bindingen: verschillende EN 0.5<x<1.9
- elektronegativiteit: hoe graag een atoom een elektron wil afstaan
- >1.9: elektronen worden niet gedeeld. Ionische binding
- Elektronegativiteit van edelgassen: heeft 8elektronen, heeft geen EN waarde, wil geen elektronen
uitwisselen
- Dipoolmoment= grootte van de lading x afstand tussen de lading
→ Hoe groter verschil in EN, hoe groter dipoolmoment en hoe groter gepolariseerd
1.4 STRUCTUURVOORSTELLINGEN
- Carbocation: C+
- Carbanion: C-
C: 4bindingen O: 2bindingen +2VE
➔ X: geladen/radicaal ➔ X: geladen/radicaal
N: 3bindingen + 1VE H/halogeen: 1binding (3VE voor halogeen)
➔ X: geladen/radicaal ➔ X:geladen
- Aantal VE + bindingen = 4 (octetregel)
1.5 ATOOMORBITALEN EN MOLECULAIRE ORBITALEN
- Orbitaal vertelt ons waar elektron zich bevind
, - Node: gebied waar de waarschijnlijkheid van de aanwezigheid van elektron nul is
- Constructief (binden van atoomorbitalen: energiewinst) destructief (anti-bindende reactie
tussen atoomorbitalen: energieverlies)
(staande golven kunnen versterken/verzwakken)e- gedraagt zich als een staande golf
- Moleculaire orbitalen zijn een lineaire combinatie van atoomorbitalen
- → De totale overlap tussen de 2p orbitalen bij een π orbitaal is kleiner dan voor een σ orbitaal.
Dus minder sterke binding.
1.7 MOLECULAIRE HYBRIDISATIE IN METHAAN: SP 3
- Koolstof is tetrahedraal door afstoting elektronenwolk van 4 sp 3 orbitalen
- Frontale overlap van s sp3 orbitalen leidt tot sigma binding
1.8 DUBBELE BINDINGEN: SP 2
- C bindt 3 atomen dus 3 atomaire orbitalen
1.9 DRIEDUBBELE BINDINGEN
- C bindt 2 atomen dus 2 atomaire orbitalen
1.10 BINDINGEN IN METHYL KATION, ANION EN RADICAAL
Methyl kation: sp2 Methyl anion: sp3 Methyl radicaal: sp2
1.11 BINDINGEN IN AMMONIAK EN HET AMONIUM ION
- Hybridisatie is het combineren van orbitalen van een atoom
- Ammoniak: bindingshoek van 107.3 (dus maakt ook gebruik van hybridisatie)
- Ammoniumion bindingshoek 109,5
1.12 BINDINGEN IN WATER (H 2 O)
- Bindingshoeken 104.5 (O gebruikt gehybridiseerde orbitalen)
1.13 BINDINGEN BIJ WATERSTOF HALIDEN
- Halogeen heeft 1 ongepaard VE en vormt 1 binding
- Gebruikt gehybridiseerde bindingen
- Binding gevormd door overlap van een s orbitaal met een sp3 orbitaal (dia63!!)
1.14 HYBRIDISATIE BEPAALT DE MOLECULAIRE GEOMETRIE
Tetrahedraal 109.5 (sp3) Trigonaal planair 120 (sp2) Lineair 180 (sp)
Orbitalen die gebruikt worden bij vorming van een binding bepalen de bindingshoek
1.15 SAMENVATTING
- hoe meervoudig de binding, hoe sterker en korter de binding
- hoe groter de elektronendensiteit bij overlap, hoe sterker en korter de binding
- hoe sterker het s karakter, hoe sterker en korter de binding
, H2: ACIDS AND BASES
2.1 (BRONSTED-LOWRY) ZUREN EN BASEN
- zuren geven proton af, basen nemen proton op
- meeste zuur-base reacties zijn reversibel(evenwichtsreactie) aflopende reactie
- ➔ hoe sterker het zuur, hoe zwakker de geconjugeerde base
2.2 PH EN PK A
- pKa= -log (Ka)
- pH= -log (H3O+) (pH wordt gebruikt voor zuurtegraad van een oplossing te meten)
2.3 ORGANISCHE ZUREN EN BASEN
- alcoholen kunnen zowel als base of zuur optreden
- reactiepijl van elektronendonor naar elektronenacceptor
- carbonzuren kunnen zowel als zuur of base optreden
- aminen kunnen zowel als zuur of als base optreden
2.4 VOORSPELLEN VAN DE UITKOMST VAN ZUUR -BASE REACTIES
- pKa water= 15.7
2.5 VOORSPELLING VAN DE LIGGING VAN HET EVENWICHT VAN ZUUR -BASE REACTIES
- /pKa2 – pKa1/ < 2 => evenwichtsreactie
- /pKa2 – pKa1/ ≥ 2 => aflopende reactie
- Evenwicht verleggen naar meest thermodynamische kant (kant van zwakste zuur/ base)
2.6 HOE BEÏNVLOED DE STRUCTUUR DE PKA
➔ Invloed van de elektronegativiteit (stel zelfde grootte=> grootste EN= sterkste zuur) (hoe stabieler
de geconjugeerde base hoe sterker het zuur)
➔ Invloed van de hybridisatie (hoe hoger s-karakter hoe sterker het zuur (grote EN) ‘sp’ meest EN)
- Sp: meest stabiel: laag energetisch, makkelijk om te maken. Alkyl = elektronenzuigende groep
- Sp3: minst stabiel: hoog energetisch, moeilijk om te maken. Alkaan= elektronengevende groep
- Sp dichter bij kern= stabieler (als e- dichter bij kern zitten)
➔ Invloed van de atoomgrootte: (hoe groter volume van een atoom, hoe sterker het zuur (lage
densiteit)
Isotopen
- Zelfde aantal protonen
- Verschillend aantal neutronen
- Atoomnummer= aantal protonen
- Massagetal=protonen + neutronen
1.2 VERDELING ATOMEN IN EEN ATOOM
- hoe dichter atoomorbitaal bij kern, hoe lager de energie => s<p
- aantal elektronen= 2 x n2
- aufbau principe: elektron gaat steeds naar orbitaal met laagste energie waar er nog plaats is
- pauli exclusie principe: max 2 elektronen kunnen zelfde orbitaal bezitten met steeds
tegengestelde spin
- regel van Hund: veel orbitalen met gelijke energie zullen eerst alle orbitalen elektron ontvangen
vooraleer te paren in eenzelfde orbitaal (zoveel mogelijk ongepaarde e- voorkomen)
- degenerate orbitals= orbitalen met gelijke energie
1.3 IONISCHE EN COVALENTE BINDINGEN
- octetregel= gevulde buitenste schil
- atoom wordt een ion nadat het elektronen heeft opgenomen/afgegeven
- covalente bindingen: het gemeenschappelijk delen van elektronen
- niet-gepolarizeerde covalente bindingen: ongeveer zelfde EN <0.5
- gepolariseerde covalente bindingen: verschillende EN 0.5<x<1.9
- elektronegativiteit: hoe graag een atoom een elektron wil afstaan
- >1.9: elektronen worden niet gedeeld. Ionische binding
- Elektronegativiteit van edelgassen: heeft 8elektronen, heeft geen EN waarde, wil geen elektronen
uitwisselen
- Dipoolmoment= grootte van de lading x afstand tussen de lading
→ Hoe groter verschil in EN, hoe groter dipoolmoment en hoe groter gepolariseerd
1.4 STRUCTUURVOORSTELLINGEN
- Carbocation: C+
- Carbanion: C-
C: 4bindingen O: 2bindingen +2VE
➔ X: geladen/radicaal ➔ X: geladen/radicaal
N: 3bindingen + 1VE H/halogeen: 1binding (3VE voor halogeen)
➔ X: geladen/radicaal ➔ X:geladen
- Aantal VE + bindingen = 4 (octetregel)
1.5 ATOOMORBITALEN EN MOLECULAIRE ORBITALEN
- Orbitaal vertelt ons waar elektron zich bevind
, - Node: gebied waar de waarschijnlijkheid van de aanwezigheid van elektron nul is
- Constructief (binden van atoomorbitalen: energiewinst) destructief (anti-bindende reactie
tussen atoomorbitalen: energieverlies)
(staande golven kunnen versterken/verzwakken)e- gedraagt zich als een staande golf
- Moleculaire orbitalen zijn een lineaire combinatie van atoomorbitalen
- → De totale overlap tussen de 2p orbitalen bij een π orbitaal is kleiner dan voor een σ orbitaal.
Dus minder sterke binding.
1.7 MOLECULAIRE HYBRIDISATIE IN METHAAN: SP 3
- Koolstof is tetrahedraal door afstoting elektronenwolk van 4 sp 3 orbitalen
- Frontale overlap van s sp3 orbitalen leidt tot sigma binding
1.8 DUBBELE BINDINGEN: SP 2
- C bindt 3 atomen dus 3 atomaire orbitalen
1.9 DRIEDUBBELE BINDINGEN
- C bindt 2 atomen dus 2 atomaire orbitalen
1.10 BINDINGEN IN METHYL KATION, ANION EN RADICAAL
Methyl kation: sp2 Methyl anion: sp3 Methyl radicaal: sp2
1.11 BINDINGEN IN AMMONIAK EN HET AMONIUM ION
- Hybridisatie is het combineren van orbitalen van een atoom
- Ammoniak: bindingshoek van 107.3 (dus maakt ook gebruik van hybridisatie)
- Ammoniumion bindingshoek 109,5
1.12 BINDINGEN IN WATER (H 2 O)
- Bindingshoeken 104.5 (O gebruikt gehybridiseerde orbitalen)
1.13 BINDINGEN BIJ WATERSTOF HALIDEN
- Halogeen heeft 1 ongepaard VE en vormt 1 binding
- Gebruikt gehybridiseerde bindingen
- Binding gevormd door overlap van een s orbitaal met een sp3 orbitaal (dia63!!)
1.14 HYBRIDISATIE BEPAALT DE MOLECULAIRE GEOMETRIE
Tetrahedraal 109.5 (sp3) Trigonaal planair 120 (sp2) Lineair 180 (sp)
Orbitalen die gebruikt worden bij vorming van een binding bepalen de bindingshoek
1.15 SAMENVATTING
- hoe meervoudig de binding, hoe sterker en korter de binding
- hoe groter de elektronendensiteit bij overlap, hoe sterker en korter de binding
- hoe sterker het s karakter, hoe sterker en korter de binding
, H2: ACIDS AND BASES
2.1 (BRONSTED-LOWRY) ZUREN EN BASEN
- zuren geven proton af, basen nemen proton op
- meeste zuur-base reacties zijn reversibel(evenwichtsreactie) aflopende reactie
- ➔ hoe sterker het zuur, hoe zwakker de geconjugeerde base
2.2 PH EN PK A
- pKa= -log (Ka)
- pH= -log (H3O+) (pH wordt gebruikt voor zuurtegraad van een oplossing te meten)
2.3 ORGANISCHE ZUREN EN BASEN
- alcoholen kunnen zowel als base of zuur optreden
- reactiepijl van elektronendonor naar elektronenacceptor
- carbonzuren kunnen zowel als zuur of base optreden
- aminen kunnen zowel als zuur of als base optreden
2.4 VOORSPELLEN VAN DE UITKOMST VAN ZUUR -BASE REACTIES
- pKa water= 15.7
2.5 VOORSPELLING VAN DE LIGGING VAN HET EVENWICHT VAN ZUUR -BASE REACTIES
- /pKa2 – pKa1/ < 2 => evenwichtsreactie
- /pKa2 – pKa1/ ≥ 2 => aflopende reactie
- Evenwicht verleggen naar meest thermodynamische kant (kant van zwakste zuur/ base)
2.6 HOE BEÏNVLOED DE STRUCTUUR DE PKA
➔ Invloed van de elektronegativiteit (stel zelfde grootte=> grootste EN= sterkste zuur) (hoe stabieler
de geconjugeerde base hoe sterker het zuur)
➔ Invloed van de hybridisatie (hoe hoger s-karakter hoe sterker het zuur (grote EN) ‘sp’ meest EN)
- Sp: meest stabiel: laag energetisch, makkelijk om te maken. Alkyl = elektronenzuigende groep
- Sp3: minst stabiel: hoog energetisch, moeilijk om te maken. Alkaan= elektronengevende groep
- Sp dichter bij kern= stabieler (als e- dichter bij kern zitten)
➔ Invloed van de atoomgrootte: (hoe groter volume van een atoom, hoe sterker het zuur (lage
densiteit)
