Hoofdstuk 1: Remembering General Chemistry: Electronic Structure and Bonding.
Organic compounds bevatten C atomen. Atomen links van C geven elektronen weg, atomen rechts van C
nemen atomen op. C deelt elektronen. Het kan veel bindingen maken door elektronen te delen. Bindingen
worden gevormd als 2 atomen elektronen delen, bindingen breken als ze niet meer delen.
1. The structure of an atom
Atoom bestaat uit een kleine kern met daaromheen elektronen(-). Kern bevat protonen(+) en ongeladen
neutronen. Meeste gewicht in de kern, meeste volume elektronen. Atoomnummer is het aantal protonen in
de kern. Gewicht is protonen + neutronen. Atoomgewicht is het gemiddelde gewicht van de atomen.
2. How the electrons in an atom are distributed
Elke shell bevat subshells (atomic orbitals). Elke orbital heeft eigen shape, energie en volume.
Degenerate orbitals zijn orbitals die dezelfde energie hebben. Ground state electronic configuration
van een atoom beschrijft de orbitals die door de elektronen worden ingenomen als het in de laagste energie
zit. Als er energie wordt toegevoegt kan 1 of meer elektronen naar een hoger energie orbital (excited-state
electronic configuration). 3 regels hoe electronen in de orbitals gaan:
1. Aufbau principe, een elektron gaat altijd in de orbital met de laagste energie.
2. Pauli exclusion principe, max 2 elektronen per orbital, en in tegenovergestelde richting.
3. Hund’s rule, als er 2 of meer orbitals zijn met dezelfde energie gaat een elektron apart.
Elektronen in binnenste shells zijn core electrons ze doen niks tijdens bindingen. Elektronen in buitenste
shell zijn valence electrons. Elementen in dezelfde kolom hebben hetzelfde aantal valence electrons.
3. Ionic and covalent bonds
Atoom is het stabielst wanneer de buitenste shell vol of leeg is. Lewis octet rule: atoom geeft een atoom
weg, neemt een atoom of deelt hem om een volle shell te krijgen. Hydrogen ion = proton. Hydride ion =
proton + electron. Bond is een attractive force tussen 2 ionen / atomen. Attractive force tussen
tegenovergestelde ladingen is electrostatic attractions, bond die dan ontstaat is een ionic bond. Ionic
compounds worden gevormd als een element van de linker kant van het periodiek systeem een elektron
geeft aan een element van de rechterkant van het periodieke systeem. Binding door het delen v elektronen
van twee kernen is een covalent bond. Elke electron besteet evenveel tijd in beide atomen (nonpolar
covalent bond). Electronegativity i s een hoe hard een atoom de electronen binding naar zichzelf trekt.
Een polar covalent binding heeft een delta- en delta+ (dipool). Hoe groter het verschil in electronegativiteit
hoe polairder het molecuul wordt. Dipole moment van een binding = u = grote vd lading x afstand tussen de
ladingen. Debye (D) = 1.0 x 10⁻¹⁸ esu cm.
4. How the structure of a compound is represented
Lewis structures laat zien hoe bindingen zijn en of er lone-pair electronen (valence elektronen die niet in
een binding worden gebruikt) zijn met eventueel ladingen. Ze laten niet de bindingshoeken zien. + geladen
carbon is carbocation, - geladen carbon is carbanion. Atoom met single unpaired electron is een radical.
Kekulé structures laten niet de lone pairs zien.
5. Atomic orbitals
Heisenberg uncertainty principle geeft dat we precieze locatie van een electron kunnen geven. Elektron
in een 1s orbital kan overal zijn in dat orbital. Een 2s orbital heeft een deel waar elektronen niet kunnen zijn
(radial node). Elektronen hebben deeltjes en golf eigenschappen. Node komt door golf eigenschappen.
Elektron is een staande golf, wel 3d. Elektron heeft geen amplitude in de node daarom is hij daar nooit.
P orbitals 2 lobes. De node van de p orbital is de nodal plane dat door de kern gaat tussen de 2 lobes.
Organic compounds bevatten C atomen. Atomen links van C geven elektronen weg, atomen rechts van C
nemen atomen op. C deelt elektronen. Het kan veel bindingen maken door elektronen te delen. Bindingen
worden gevormd als 2 atomen elektronen delen, bindingen breken als ze niet meer delen.
1. The structure of an atom
Atoom bestaat uit een kleine kern met daaromheen elektronen(-). Kern bevat protonen(+) en ongeladen
neutronen. Meeste gewicht in de kern, meeste volume elektronen. Atoomnummer is het aantal protonen in
de kern. Gewicht is protonen + neutronen. Atoomgewicht is het gemiddelde gewicht van de atomen.
2. How the electrons in an atom are distributed
Elke shell bevat subshells (atomic orbitals). Elke orbital heeft eigen shape, energie en volume.
Degenerate orbitals zijn orbitals die dezelfde energie hebben. Ground state electronic configuration
van een atoom beschrijft de orbitals die door de elektronen worden ingenomen als het in de laagste energie
zit. Als er energie wordt toegevoegt kan 1 of meer elektronen naar een hoger energie orbital (excited-state
electronic configuration). 3 regels hoe electronen in de orbitals gaan:
1. Aufbau principe, een elektron gaat altijd in de orbital met de laagste energie.
2. Pauli exclusion principe, max 2 elektronen per orbital, en in tegenovergestelde richting.
3. Hund’s rule, als er 2 of meer orbitals zijn met dezelfde energie gaat een elektron apart.
Elektronen in binnenste shells zijn core electrons ze doen niks tijdens bindingen. Elektronen in buitenste
shell zijn valence electrons. Elementen in dezelfde kolom hebben hetzelfde aantal valence electrons.
3. Ionic and covalent bonds
Atoom is het stabielst wanneer de buitenste shell vol of leeg is. Lewis octet rule: atoom geeft een atoom
weg, neemt een atoom of deelt hem om een volle shell te krijgen. Hydrogen ion = proton. Hydride ion =
proton + electron. Bond is een attractive force tussen 2 ionen / atomen. Attractive force tussen
tegenovergestelde ladingen is electrostatic attractions, bond die dan ontstaat is een ionic bond. Ionic
compounds worden gevormd als een element van de linker kant van het periodiek systeem een elektron
geeft aan een element van de rechterkant van het periodieke systeem. Binding door het delen v elektronen
van twee kernen is een covalent bond. Elke electron besteet evenveel tijd in beide atomen (nonpolar
covalent bond). Electronegativity i s een hoe hard een atoom de electronen binding naar zichzelf trekt.
Een polar covalent binding heeft een delta- en delta+ (dipool). Hoe groter het verschil in electronegativiteit
hoe polairder het molecuul wordt. Dipole moment van een binding = u = grote vd lading x afstand tussen de
ladingen. Debye (D) = 1.0 x 10⁻¹⁸ esu cm.
4. How the structure of a compound is represented
Lewis structures laat zien hoe bindingen zijn en of er lone-pair electronen (valence elektronen die niet in
een binding worden gebruikt) zijn met eventueel ladingen. Ze laten niet de bindingshoeken zien. + geladen
carbon is carbocation, - geladen carbon is carbanion. Atoom met single unpaired electron is een radical.
Kekulé structures laten niet de lone pairs zien.
5. Atomic orbitals
Heisenberg uncertainty principle geeft dat we precieze locatie van een electron kunnen geven. Elektron
in een 1s orbital kan overal zijn in dat orbital. Een 2s orbital heeft een deel waar elektronen niet kunnen zijn
(radial node). Elektronen hebben deeltjes en golf eigenschappen. Node komt door golf eigenschappen.
Elektron is een staande golf, wel 3d. Elektron heeft geen amplitude in de node daarom is hij daar nooit.
P orbitals 2 lobes. De node van de p orbital is de nodal plane dat door de kern gaat tussen de 2 lobes.
