ORGANISCHE
CHEMIE
Imme Donkers
,H1: Inleiding
1. Kennis uit Anorganische chemie
Organische chemie = de studie van verbindingen die koolstof bevatten
2 types bindingen: ionaire- en covalente bindingen
1.1 Ionaire binding
Ionaire binding = een binding is het resultaat van een elektrostatische aantrekking tussen ionen van
tegengestelde lading.
→ Ze zitten gerangschikt in een kristalrooster
Wat is waar voor een ionaire binding?
→ Één element/atoom neemt een elektron op, een ander element/atoom geeft een elektron af en er
ontstaat elektrostatische aantrekking
1.2 Covalente binding
Covalente binding = een binding als resultaat van het gemeenschappelijk stellen van valentie-elektronen.
→ onderverdeeld in polair- en apolaire bindingen
1.2.1 Apolaire binding
apolaire binding = kenmerkt door een gelijke ladingsverdeling ten gevolge van een gelijke
elektronegateiten tussen de atomen.
→ symmetrisch
Voorbeeld: H2 en Cl2
1.2.2 Polaire binding
Polaire binding = een ongelijke ladingsverdeling ten gevolge van verschillende elektronegativiteiten van
de atomen.
→ asymmetrisch
Grooste ENW -> negatieve partiële lading
Voorbeeld: NH3 en HCl
1.3 Dipoolmoment
→ gevolg van een polaire binding
De grootte van deze dipool = het dipoolmoment (µ)
Weergegeven dmv een pijl van LAGE ENW naar HOGE ENW
,Ionair <> polair covalent <> niet-polair covalent
- Ionische binding is niet gemeenschappelijk stellen van elektronen
- Niet-polaire covalente binding is gelijk ter beschikking stellen van elektronen
➔ Hoe groter het verschil in EN tussen atomen in een binding, hoe groter het “ionair karakter” van de
binding.
➔ Hoe kleiner het verschil in EN tussen atomen in een binding, hoe groter het “covalente karakter” van de
binding.
Dipoolmoment vinden dmv de Lewisstructuur
Lewistructuur stappenplan:
1. Zoek het totale aantal valentie-elektronen voor alle atomen in de molecule.
• Voeg 1 elektron toe per negatieve lading in een anion
• Trek 1 elektron af per positieve lading in een kation
2. Beslis welke bindingen je wil maken – het minst elektronegatieve atoom is vaak het centrale.
3. Plaats de valentie-elektronen op de eindstandige atomen, behalve diegene die gebruikt werden
voor de bindingen.
4. Plaats de overgebleven elektronen op het centrale atoom.
5. Als geen elektronen overblijven, maar het centrale atoom heeft geen octet, gebruik dan elektronen
van een van de eindstandige atomen in een meervoudige binding.
1.4 Bindingen
- Enkelvoudige bindingen = -bindingen
- Dubbele binding = -binding + -binding
, - Drievoudige binding = -binding + 2 -bindingen
1.5 Charge clouds
→ aantal bindingen + aantal vrije e--paren
2 charge clouds => lineair (bindingshoek 180°)
3 charge clouds => trigonaal planair (bindingshoek 120°)
4 charge clouds => tetraëdrisch (bindingshoek 109,5°)
5 charge clouds => T-vorm (trigonaal bipyramidaal) (bindingshoek 90° en 180°)
1.6 voorstelling organische structuurformules
Isomeren = Moleculen die dezelfde brutoformule bezitten, maar een verschillende structuur hebben
Constitutie-isomeren = verbindingen die dezelfde brutoformule hebben, maar waarvan de constitutie (de
volgorde en de aard van de bindingen) verschillend is
- Brutoformule: C5H12
- Structuurformules:
- Skeletstructuren:
Heteroatomen = alle atomen dat geen koolstof of waterstof zijn (vb: Br, Cl, I …)
Oxidatiegraad/oxidatiegetal = optelling van de partiële ladingen van een atoom
CHEMIE
Imme Donkers
,H1: Inleiding
1. Kennis uit Anorganische chemie
Organische chemie = de studie van verbindingen die koolstof bevatten
2 types bindingen: ionaire- en covalente bindingen
1.1 Ionaire binding
Ionaire binding = een binding is het resultaat van een elektrostatische aantrekking tussen ionen van
tegengestelde lading.
→ Ze zitten gerangschikt in een kristalrooster
Wat is waar voor een ionaire binding?
→ Één element/atoom neemt een elektron op, een ander element/atoom geeft een elektron af en er
ontstaat elektrostatische aantrekking
1.2 Covalente binding
Covalente binding = een binding als resultaat van het gemeenschappelijk stellen van valentie-elektronen.
→ onderverdeeld in polair- en apolaire bindingen
1.2.1 Apolaire binding
apolaire binding = kenmerkt door een gelijke ladingsverdeling ten gevolge van een gelijke
elektronegateiten tussen de atomen.
→ symmetrisch
Voorbeeld: H2 en Cl2
1.2.2 Polaire binding
Polaire binding = een ongelijke ladingsverdeling ten gevolge van verschillende elektronegativiteiten van
de atomen.
→ asymmetrisch
Grooste ENW -> negatieve partiële lading
Voorbeeld: NH3 en HCl
1.3 Dipoolmoment
→ gevolg van een polaire binding
De grootte van deze dipool = het dipoolmoment (µ)
Weergegeven dmv een pijl van LAGE ENW naar HOGE ENW
,Ionair <> polair covalent <> niet-polair covalent
- Ionische binding is niet gemeenschappelijk stellen van elektronen
- Niet-polaire covalente binding is gelijk ter beschikking stellen van elektronen
➔ Hoe groter het verschil in EN tussen atomen in een binding, hoe groter het “ionair karakter” van de
binding.
➔ Hoe kleiner het verschil in EN tussen atomen in een binding, hoe groter het “covalente karakter” van de
binding.
Dipoolmoment vinden dmv de Lewisstructuur
Lewistructuur stappenplan:
1. Zoek het totale aantal valentie-elektronen voor alle atomen in de molecule.
• Voeg 1 elektron toe per negatieve lading in een anion
• Trek 1 elektron af per positieve lading in een kation
2. Beslis welke bindingen je wil maken – het minst elektronegatieve atoom is vaak het centrale.
3. Plaats de valentie-elektronen op de eindstandige atomen, behalve diegene die gebruikt werden
voor de bindingen.
4. Plaats de overgebleven elektronen op het centrale atoom.
5. Als geen elektronen overblijven, maar het centrale atoom heeft geen octet, gebruik dan elektronen
van een van de eindstandige atomen in een meervoudige binding.
1.4 Bindingen
- Enkelvoudige bindingen = -bindingen
- Dubbele binding = -binding + -binding
, - Drievoudige binding = -binding + 2 -bindingen
1.5 Charge clouds
→ aantal bindingen + aantal vrije e--paren
2 charge clouds => lineair (bindingshoek 180°)
3 charge clouds => trigonaal planair (bindingshoek 120°)
4 charge clouds => tetraëdrisch (bindingshoek 109,5°)
5 charge clouds => T-vorm (trigonaal bipyramidaal) (bindingshoek 90° en 180°)
1.6 voorstelling organische structuurformules
Isomeren = Moleculen die dezelfde brutoformule bezitten, maar een verschillende structuur hebben
Constitutie-isomeren = verbindingen die dezelfde brutoformule hebben, maar waarvan de constitutie (de
volgorde en de aard van de bindingen) verschillend is
- Brutoformule: C5H12
- Structuurformules:
- Skeletstructuren:
Heteroatomen = alle atomen dat geen koolstof of waterstof zijn (vb: Br, Cl, I …)
Oxidatiegraad/oxidatiegetal = optelling van de partiële ladingen van een atoom
