H1: elektronische structuur en bindingen
Structuur van een atoom
• Organisch = een stof die C bevat
• + : elektronen afgeven en - : elektronen opnemen
• C heeft 4 valentie-elektronen dus centraal element
¯ Atoom: + en – protonen en neutrale neutronen
¯ Atoomnummer = aantal protonen/ elektronen
¯ Massagetal = som protonen + neutronen
¯ Isotopen = zelfde atoomnummer, verschillend massagetal
¯ Atoommassa = gemiddelde massa van atoom
¯ Moleculaire massa = som van de atoommassa’s
Elektronendistributie in een atoom
• Kwantummechanica: golfvergelijking
• Orbitalen = golffunctie: geven ons een idee over de energie en ruimte waarin een elektron kan
gevonden worden.
• Hoe dichter het atoomorbitaal zich bij de kern bevindt, hoe lager de energie.
• Elk atoomorbitaal heeft zijn eigen vorm en energie
• Gedegenereerde orbitalen hebben dezelfde energie
Þ Een elektron in 1s orbitaam kan overal gevonden worden in de 1s bol
Þ Een 2s orbitaal heeft een gebied waarin de waarschijnlijkheid om een elektron te vinden = 0
à radicale knoop
Þ P-orbitaal à haltervorm en ook een gebied = 0 à knoopvlak
Elektronenconfiguratie
Verdelnig van elektronen over de verschillende orbitalen
- Aufbauprincipe: eerst worden de orbitalen die de laagste energie-inhoud
vertegenwoordigen met elektronen bezet.
- Exclusieprincipe van Pauli: per orbitaal kunnen 2 elektronen ondergebracht worden, die een
tegengestelde spin moeten hebben
- Regel van Hund: in het geval verschillende orbitalen dezelfde energie bezitten, brengt men
eerst in elk orbitaal 1 elektron onder.
Ionbinding en covalente binding
• Lewis theorie: atoom zal elektronen opnemen, afgeven of delen om octetstructuur te
verkrijgen.
• Elektronen afgeven: metalen à elektropositieve deeltjes = kationen
• Elektronen opnemen: niet-metalen à elektronegatieve deeltjes = anionen
• Ionbinding: ontstaat wanneer er een elektronenoverdracht is tussen een metaal en een niet-
metaal. (vorming ionrooster)
• Covalente binding: gemeenschappelijk gebruik van elektronen
1
,H kan op 3 manieren de octetstructuur verkrijgen:
1. Elektronen delen
2. Elektron afstaan à vorming proton H+ (leeg orbitaal)
3. Elektron opnemen à vorming hydride-ion H- (gevuld orbitaal)
Elektronegativiteit EN
• = maat voor de mogelijkheid van een atoom om de bindingselektronen naar zich toe te trekken.
• Apolair covalente binding: dezelfde EN
• Polair covalente binding: verschillende EN waarde
• Hoe groter het verschil in EN, hoe groter de polariteit van de binding
• Een polaire binding heeft een + en een – kant + een dipoolmoment: u = e x d (e = sterkte lading)
à gaat van minst naar meest EN
• Elektronenrijke atomen/ moleculen worden aangetrokken door elektronenarme atomen/
moleculen
Elektrostatische potentiaalmappen
• = modellen die aangeven hoe ladingen verdeeld zijn in de molecule
• Hoe roder, hoe hoger de elektronendensiteit en dus hoe negatiever, meeste EN
• Hoe blauwer, hoe minder elektronendensiteit
• Groen = neutraal
• Bevat allemaal H à bepaalt de densiteit
Structuren
• Lewis-structuren: elektronenparen als stipjes
ø Formele lading = verschil tussen aantal valentie-elektronen en aantal elektronen
effectief aanwezig
• Kekulé-structuur: elektronenparen als verbindingslijnen
• Gecondenseerde structuren: zonder lijnen zoals CH3Br
• Resonantiestructuren = kanonieken: verschillen alleen in de plaats van de p- en niet-bindende
elektronen, de kernen bezitten dezelfde posities.
Ammoniak = NH3
Ammonium = NH4+
Amide anion = NH2-
Carbokation = CH3+
Carbanion = CH3-
Moleculaire orbitaal theorie: er worden covalente bindingen gevormd wanneer atoomorbitalen AO
gecombineerd worden zodat er molecuulorbitalen MO ontstaan
2
, Þ Als 2 atoomorbitalen overlappen, komt er energie vrij
Þ Bindingsdissociatie-energie = de vrijgekomen energie = de bindingssterkte
De combinatie van AO à tot MO
- Constructief: δ bindend molecuul orbitaal (lagere energie dan AO) die stabiliserend werkt à
de 2 kunnen elkaar versterken
- Destructief: δ* anti-bindend molecuul orbitaal (hogere energie dan de AO) die
destabiliserend werkt à ze blijven in hun eigen domein (knoopvlak)
2p-orbitalen kunnen op 2 manieren overlappen:
- Axiale overlapping: δ-binding à sterker want grotere overlap
- Zijdelingse overlapping: π-binding
VSEPR : valentieschaal elektronenpaar repulsietheorie
- Lewistheorie, atoomorbitalen en minimalisatie van de elektronenrepulsie
Hybridisatie = verschijnsel waarbij verschillende AO worden gecombineerd tot nieuwe identieke
hybride orbitalen
¯ Hybride orbitalen zijn stabieler dan p-orbitalen, maar minder stabiel dan s-orbitalen
¯ Dubbele binding is sterker en korter dan de enkele binding
¯ Drievoudige binding is sterker en korter dan de dubbele binding
3
, ¯ Hoe korter de binding, hoe sterker
¯ Hoe groter het S-karakter, hoe korter en sterker de binding + hoe groter de bindingshoek.
¯ De bindingshoek in een molecule heeft aan welke orbitalen gebruikt worden in de bindingsvorm.
¯ De bindingsdissociatie-enthalpie stijgt met de dubbele bindingen.
Zuren en basen: Brosted-Lowry definitie
pH = - log H+
pKa = - log Ka
Þ Sterker zuur = hogere Ka = lagere pKa
Þ Zwakker zuur = lagere Ka = hogere pKa
Þ Het evenwicht wordt verschoven naar de kant met de hoogste pKa
Amfolyten = stoffen met zowel zuur als besegedrag.
pKa < 0 pKa = 5 pKa = 10 pKa = 15
Geprotoneerd alcohol, Carbonzuur Geprotoneerd amine Alcohol en water
carbonzuur en water
¯ Hoe groter de EN van het atoom, hoe sterker het zuur.
¯ Hoe hoger het S%, hoe hoger de EN dus sp > sp2 > sp3
¯ Hoe groter het atoom waaraan de H is gebonden, hoe sterker het zuur: F > Cl > Br > I
4
Structuur van een atoom
• Organisch = een stof die C bevat
• + : elektronen afgeven en - : elektronen opnemen
• C heeft 4 valentie-elektronen dus centraal element
¯ Atoom: + en – protonen en neutrale neutronen
¯ Atoomnummer = aantal protonen/ elektronen
¯ Massagetal = som protonen + neutronen
¯ Isotopen = zelfde atoomnummer, verschillend massagetal
¯ Atoommassa = gemiddelde massa van atoom
¯ Moleculaire massa = som van de atoommassa’s
Elektronendistributie in een atoom
• Kwantummechanica: golfvergelijking
• Orbitalen = golffunctie: geven ons een idee over de energie en ruimte waarin een elektron kan
gevonden worden.
• Hoe dichter het atoomorbitaal zich bij de kern bevindt, hoe lager de energie.
• Elk atoomorbitaal heeft zijn eigen vorm en energie
• Gedegenereerde orbitalen hebben dezelfde energie
Þ Een elektron in 1s orbitaam kan overal gevonden worden in de 1s bol
Þ Een 2s orbitaal heeft een gebied waarin de waarschijnlijkheid om een elektron te vinden = 0
à radicale knoop
Þ P-orbitaal à haltervorm en ook een gebied = 0 à knoopvlak
Elektronenconfiguratie
Verdelnig van elektronen over de verschillende orbitalen
- Aufbauprincipe: eerst worden de orbitalen die de laagste energie-inhoud
vertegenwoordigen met elektronen bezet.
- Exclusieprincipe van Pauli: per orbitaal kunnen 2 elektronen ondergebracht worden, die een
tegengestelde spin moeten hebben
- Regel van Hund: in het geval verschillende orbitalen dezelfde energie bezitten, brengt men
eerst in elk orbitaal 1 elektron onder.
Ionbinding en covalente binding
• Lewis theorie: atoom zal elektronen opnemen, afgeven of delen om octetstructuur te
verkrijgen.
• Elektronen afgeven: metalen à elektropositieve deeltjes = kationen
• Elektronen opnemen: niet-metalen à elektronegatieve deeltjes = anionen
• Ionbinding: ontstaat wanneer er een elektronenoverdracht is tussen een metaal en een niet-
metaal. (vorming ionrooster)
• Covalente binding: gemeenschappelijk gebruik van elektronen
1
,H kan op 3 manieren de octetstructuur verkrijgen:
1. Elektronen delen
2. Elektron afstaan à vorming proton H+ (leeg orbitaal)
3. Elektron opnemen à vorming hydride-ion H- (gevuld orbitaal)
Elektronegativiteit EN
• = maat voor de mogelijkheid van een atoom om de bindingselektronen naar zich toe te trekken.
• Apolair covalente binding: dezelfde EN
• Polair covalente binding: verschillende EN waarde
• Hoe groter het verschil in EN, hoe groter de polariteit van de binding
• Een polaire binding heeft een + en een – kant + een dipoolmoment: u = e x d (e = sterkte lading)
à gaat van minst naar meest EN
• Elektronenrijke atomen/ moleculen worden aangetrokken door elektronenarme atomen/
moleculen
Elektrostatische potentiaalmappen
• = modellen die aangeven hoe ladingen verdeeld zijn in de molecule
• Hoe roder, hoe hoger de elektronendensiteit en dus hoe negatiever, meeste EN
• Hoe blauwer, hoe minder elektronendensiteit
• Groen = neutraal
• Bevat allemaal H à bepaalt de densiteit
Structuren
• Lewis-structuren: elektronenparen als stipjes
ø Formele lading = verschil tussen aantal valentie-elektronen en aantal elektronen
effectief aanwezig
• Kekulé-structuur: elektronenparen als verbindingslijnen
• Gecondenseerde structuren: zonder lijnen zoals CH3Br
• Resonantiestructuren = kanonieken: verschillen alleen in de plaats van de p- en niet-bindende
elektronen, de kernen bezitten dezelfde posities.
Ammoniak = NH3
Ammonium = NH4+
Amide anion = NH2-
Carbokation = CH3+
Carbanion = CH3-
Moleculaire orbitaal theorie: er worden covalente bindingen gevormd wanneer atoomorbitalen AO
gecombineerd worden zodat er molecuulorbitalen MO ontstaan
2
, Þ Als 2 atoomorbitalen overlappen, komt er energie vrij
Þ Bindingsdissociatie-energie = de vrijgekomen energie = de bindingssterkte
De combinatie van AO à tot MO
- Constructief: δ bindend molecuul orbitaal (lagere energie dan AO) die stabiliserend werkt à
de 2 kunnen elkaar versterken
- Destructief: δ* anti-bindend molecuul orbitaal (hogere energie dan de AO) die
destabiliserend werkt à ze blijven in hun eigen domein (knoopvlak)
2p-orbitalen kunnen op 2 manieren overlappen:
- Axiale overlapping: δ-binding à sterker want grotere overlap
- Zijdelingse overlapping: π-binding
VSEPR : valentieschaal elektronenpaar repulsietheorie
- Lewistheorie, atoomorbitalen en minimalisatie van de elektronenrepulsie
Hybridisatie = verschijnsel waarbij verschillende AO worden gecombineerd tot nieuwe identieke
hybride orbitalen
¯ Hybride orbitalen zijn stabieler dan p-orbitalen, maar minder stabiel dan s-orbitalen
¯ Dubbele binding is sterker en korter dan de enkele binding
¯ Drievoudige binding is sterker en korter dan de dubbele binding
3
, ¯ Hoe korter de binding, hoe sterker
¯ Hoe groter het S-karakter, hoe korter en sterker de binding + hoe groter de bindingshoek.
¯ De bindingshoek in een molecule heeft aan welke orbitalen gebruikt worden in de bindingsvorm.
¯ De bindingsdissociatie-enthalpie stijgt met de dubbele bindingen.
Zuren en basen: Brosted-Lowry definitie
pH = - log H+
pKa = - log Ka
Þ Sterker zuur = hogere Ka = lagere pKa
Þ Zwakker zuur = lagere Ka = hogere pKa
Þ Het evenwicht wordt verschoven naar de kant met de hoogste pKa
Amfolyten = stoffen met zowel zuur als besegedrag.
pKa < 0 pKa = 5 pKa = 10 pKa = 15
Geprotoneerd alcohol, Carbonzuur Geprotoneerd amine Alcohol en water
carbonzuur en water
¯ Hoe groter de EN van het atoom, hoe sterker het zuur.
¯ Hoe hoger het S%, hoe hoger de EN dus sp > sp2 > sp3
¯ Hoe groter het atoom waaraan de H is gebonden, hoe sterker het zuur: F > Cl > Br > I
4
