H11 Reactiemechanismen
Reactiemechanismen
- Een reactiemechanisme beschrijft op microniveau in detail wat er gebeurt tijdens elke stap van
een chemisch proces. Dit kan gaan om een chemische reactie, een tussenstap ervan of de
omzetting in een ander product. Bij elk chemisch proces worden bindingen tussen atomen
verbroken en andere, nieuwe bindingen gevormd. Daarbij zijn altijd valentie-elektronen
betrokken, die daarbij van plaats kunnen veranderen.
- Bij een reactie kunnen zowel de bindende als de niet-
bindende elektronenparen betrokken zijn. Een
reactiemechanisme geeft antwoord op de volgende
vragen:
1. Wat zijn de beginstoffen?
2. Welk product (of tussenproduct) is ontstaan?
3. Welke atoombindingen zijn hiervoor verbroken?
4. Welke atoombindingen moeten worden gevormd?
5. Hoe hebben de valentie-elektronen zich hierbij
verplaatst?
- Om het reactiemechanisme inzichtelijk te maken, wordt dan ook gebruikgemaakt van
lewisstructuren. Om het overzichtelijk te houden, zijn daarbij die delen van het molecuul die niet
bij de reactie zijn betrokken, vaak versimpeld weergegeven.
- In de reactiemechanismen (afbeelding) zie je een aantal kromme pijlen getekend. Deze pijlen
geven aan hoe de valentie-elektronen zich verplaatsen tijdens de reactie. Reacties waarbij
elektronen in paren worden verplaatst -> polaire reacties.
- Er zijn ook reacties waarbij radicalen betrokken zijn. In het reactiemechanisme is dan sprake van
beweging van losse, ongepaarde elektronen. Dit geef je aan met een gebogen pijl met een halve
pijlpunt -> een vishaakpijl. Reacties waarbij ongepaarde elektronen bewegen -> radicaalreacties.
Tussenproducten
- Omdat de meeste reacties in meerdere stappen verlopen, ontstaan er tijdens de reactie deeltjes
die direct weer door reageren in een volgende stap -> tussenproducten. De tussenproducten van
reactiemechanismen zien er vaak gek uit. Het zijn dan ook geen stabiele deeltjes die lang kunnen
bestaan. Het zijn instabiele, reactieve deeltjes
die weer snel verder reageren.
- De vorming van een instabiel deeltje kost meer
energie dan de vorming van een stabiel deeltje
en verloopt daardoor over het algemeen trager.
In radicaalreacties komen altijd radicalen voor
als tussenproduct. In polaire reacties is een veelvoorkomend tussenproduct het carbokation ->
een deeltje waarin een positief geladen C-atoom voorkomt dat niet aan de oktetregel voldoet.
Ook andere vreemde kunnen als tussenproduct ontstaan.
, Radicaalmechanisme
- Een radicaalreactie bestaat altijd uit drie fasen:
1. De initiatiefase -> de radicalen worden gevormd uit niet-radicalen.
2. De propagatiease -> een radicaal reageert met een niet-radicaal, waarbij en nieuw radicaal
en een niet-radicaal ontstaan. De propagatiefase kan lang duren, omdat hier steeds weer een
nieuw radicaal ontstaat. Het nieuwe radicaal kan weer met een niet-radicaal reageren,
waarbij weer een nieuw radicaal ontstaat, enzovoort. Een radicaalreactie is een
kettingreactie.
3. De terminatiefase -> twee radicalen reageren met elkaar tot een niet-radicaal. De
radicaalreactie stopt dan. Doordat de radicalen zo reactief zijn, is de concentratie radicalen
altijd erg laag. De kans dat twee radicalen met elkaar reageren, is dus klein.
- Het verplaatsen van de elektronen in een radicaalreactie wordt weergegeven met halve pijlen.
Elke halve pijl geeft hierbij het verplaatsen van één elektron aan. Wanneer in een radicaalreactie
een atoombinding wordt verbroken,
teken je vanuit de atoombinding twee
pijlen, elk naar een andere kant (1a).
Wanneer een atoombinding wordt
gevormd, teken je vanuit de twee ongepaarde elektronen twee pijlen naar elkaar toe, naar het
midden tussen de twee atomen waartussen de binding wordt gevormd (1b).
Radicale substitutie
- Het halogeniseren van alkanen is een voorbeeld van een reactietype dat via een
radicaalreactiemechanisme plaatsvindt. Wanneer methaan reageert met chloor ontstaat, onder
andere, monochloormethaan.
- Initiatiefase -> Chloor, broom, fluor en jood kunnen onder invloed van licht vaak spontaan
radicalen vormen. Er ontstaan halogeenradicalen. Bij de chlorering van methaan ontstaan er dus
chloorradicalen.
- Propagatiefase -> Het chloorradicaal kan reageren met een
methaanmolecuul, waarbij een methylradicaal en een
molecuul waterstofchloride ontstaan. Dit methylradicaal kan
weer verder reageren met een chloor- of methaanmolecuul
waardoor er een kettingreactie ontstaat, want bij elke
propagatiereactie ontstaat weer een nieuw radicaal.
- Terminatiefase -> De reactie stopt wanneer twee radicalen
met elkaar reageren tot een niet-radicaal. Bij de vorming van
chloormethaan reageert in de terminatiefase een chloorradicaal met een methylradicaal.
Het (gewenste) resultaat van de radicaalreactie tussen chloor en methaan kan netto worden
weergegeven met: Cl2 (g) + CH4 (g) → CH3CI (g) + HCI (g), waarbij één H-atoom vervangen is door
één Cl-atoom. Het chloormethaan, CH3CI (g) -> mono-substitutieproduct.
Omdat de propagatiefase een kettingreactie is, ontstaan er naast het gewenste product
monochloorpropaan, nog allerlei bijproducten, zoals dichloormethaan, trichloormethaan en
ethaan.
Radicale additie
Reactiemechanismen
- Een reactiemechanisme beschrijft op microniveau in detail wat er gebeurt tijdens elke stap van
een chemisch proces. Dit kan gaan om een chemische reactie, een tussenstap ervan of de
omzetting in een ander product. Bij elk chemisch proces worden bindingen tussen atomen
verbroken en andere, nieuwe bindingen gevormd. Daarbij zijn altijd valentie-elektronen
betrokken, die daarbij van plaats kunnen veranderen.
- Bij een reactie kunnen zowel de bindende als de niet-
bindende elektronenparen betrokken zijn. Een
reactiemechanisme geeft antwoord op de volgende
vragen:
1. Wat zijn de beginstoffen?
2. Welk product (of tussenproduct) is ontstaan?
3. Welke atoombindingen zijn hiervoor verbroken?
4. Welke atoombindingen moeten worden gevormd?
5. Hoe hebben de valentie-elektronen zich hierbij
verplaatst?
- Om het reactiemechanisme inzichtelijk te maken, wordt dan ook gebruikgemaakt van
lewisstructuren. Om het overzichtelijk te houden, zijn daarbij die delen van het molecuul die niet
bij de reactie zijn betrokken, vaak versimpeld weergegeven.
- In de reactiemechanismen (afbeelding) zie je een aantal kromme pijlen getekend. Deze pijlen
geven aan hoe de valentie-elektronen zich verplaatsen tijdens de reactie. Reacties waarbij
elektronen in paren worden verplaatst -> polaire reacties.
- Er zijn ook reacties waarbij radicalen betrokken zijn. In het reactiemechanisme is dan sprake van
beweging van losse, ongepaarde elektronen. Dit geef je aan met een gebogen pijl met een halve
pijlpunt -> een vishaakpijl. Reacties waarbij ongepaarde elektronen bewegen -> radicaalreacties.
Tussenproducten
- Omdat de meeste reacties in meerdere stappen verlopen, ontstaan er tijdens de reactie deeltjes
die direct weer door reageren in een volgende stap -> tussenproducten. De tussenproducten van
reactiemechanismen zien er vaak gek uit. Het zijn dan ook geen stabiele deeltjes die lang kunnen
bestaan. Het zijn instabiele, reactieve deeltjes
die weer snel verder reageren.
- De vorming van een instabiel deeltje kost meer
energie dan de vorming van een stabiel deeltje
en verloopt daardoor over het algemeen trager.
In radicaalreacties komen altijd radicalen voor
als tussenproduct. In polaire reacties is een veelvoorkomend tussenproduct het carbokation ->
een deeltje waarin een positief geladen C-atoom voorkomt dat niet aan de oktetregel voldoet.
Ook andere vreemde kunnen als tussenproduct ontstaan.
, Radicaalmechanisme
- Een radicaalreactie bestaat altijd uit drie fasen:
1. De initiatiefase -> de radicalen worden gevormd uit niet-radicalen.
2. De propagatiease -> een radicaal reageert met een niet-radicaal, waarbij en nieuw radicaal
en een niet-radicaal ontstaan. De propagatiefase kan lang duren, omdat hier steeds weer een
nieuw radicaal ontstaat. Het nieuwe radicaal kan weer met een niet-radicaal reageren,
waarbij weer een nieuw radicaal ontstaat, enzovoort. Een radicaalreactie is een
kettingreactie.
3. De terminatiefase -> twee radicalen reageren met elkaar tot een niet-radicaal. De
radicaalreactie stopt dan. Doordat de radicalen zo reactief zijn, is de concentratie radicalen
altijd erg laag. De kans dat twee radicalen met elkaar reageren, is dus klein.
- Het verplaatsen van de elektronen in een radicaalreactie wordt weergegeven met halve pijlen.
Elke halve pijl geeft hierbij het verplaatsen van één elektron aan. Wanneer in een radicaalreactie
een atoombinding wordt verbroken,
teken je vanuit de atoombinding twee
pijlen, elk naar een andere kant (1a).
Wanneer een atoombinding wordt
gevormd, teken je vanuit de twee ongepaarde elektronen twee pijlen naar elkaar toe, naar het
midden tussen de twee atomen waartussen de binding wordt gevormd (1b).
Radicale substitutie
- Het halogeniseren van alkanen is een voorbeeld van een reactietype dat via een
radicaalreactiemechanisme plaatsvindt. Wanneer methaan reageert met chloor ontstaat, onder
andere, monochloormethaan.
- Initiatiefase -> Chloor, broom, fluor en jood kunnen onder invloed van licht vaak spontaan
radicalen vormen. Er ontstaan halogeenradicalen. Bij de chlorering van methaan ontstaan er dus
chloorradicalen.
- Propagatiefase -> Het chloorradicaal kan reageren met een
methaanmolecuul, waarbij een methylradicaal en een
molecuul waterstofchloride ontstaan. Dit methylradicaal kan
weer verder reageren met een chloor- of methaanmolecuul
waardoor er een kettingreactie ontstaat, want bij elke
propagatiereactie ontstaat weer een nieuw radicaal.
- Terminatiefase -> De reactie stopt wanneer twee radicalen
met elkaar reageren tot een niet-radicaal. Bij de vorming van
chloormethaan reageert in de terminatiefase een chloorradicaal met een methylradicaal.
Het (gewenste) resultaat van de radicaalreactie tussen chloor en methaan kan netto worden
weergegeven met: Cl2 (g) + CH4 (g) → CH3CI (g) + HCI (g), waarbij één H-atoom vervangen is door
één Cl-atoom. Het chloormethaan, CH3CI (g) -> mono-substitutieproduct.
Omdat de propagatiefase een kettingreactie is, ontstaan er naast het gewenste product
monochloorpropaan, nog allerlei bijproducten, zoals dichloormethaan, trichloormethaan en
ethaan.
Radicale additie
