Elektronenconfiguraties en het periodiek systeem (2024)

Binding en moleculaire structuur

Structuur & hechting

De studie van organische chemie moet zich op een gegeven moment uitstrekken tot het moleculaire niveau, want de fysische en chemische eigenschappen van een stof worden uiteindelijk verklaard in termen van de structuur en binding van moleculen. Deze module introduceert enkele basisfeiten en principes die nodig zijn voor een bespreking van organische moleculen.

Elektronische configuraties

Elektronenconfiguraties in het periodiek systeem

1A 2a 3A 4A 5A 6A 7a 8A 1 H 1s1 2 Hij 1s2 3 Li 1s2 2s1 4 Zijn 1s2 2s2 5 B 1s2 2s22p1 6 C 1s2 2s22p2 7 N 1s2 2s22p3 8 O 1s2 2s22p4 9 F 1s2 2s22p5 10 Ja 1s2 2s22p6 11 Al [Ja] 3s1 12 mg [Ja] 3s2 13 al [Ja] 3s23p1 14 En [Ja] 3s23p2 15 P [Ja] 3s23p3 16 S [Ja] 3s23p4 17 Kl [Ja] 3s23p5 18 Ar [Ja] 3s23p6

Het hier getoonde periodiek systeem is sterk afgekapt. Er zijn natuurlijk meer dan tachtig andere elementen. Een compleet periodiek systeem met zeer nuttige interactieve links is gemaakt door Mark Winter. Klik op de link aan de rechterkant. Mark Winters Web-elementen Andere interactieve periodieke tabellen bieden uitgebreide gegevens voor elk element, inclusief nuclide-eigenschappen, milieu- en gezondheidsfactoren, presentatie in verschillende talen en nog veel meer. De Lenntech-tafel Voor komische verlichting wilt u misschien een periodiek systeem bekijken dat is gekoppeld aan elementreferenties in stripboeken. Elementen en Stripboeken

Vier elementen, waterstof, koolstof, zuurstof en stikstof, zijn de belangrijkste componenten van de meeste organische verbindingen. Bijgevolg moet ons begrip van organische chemie als basis een waardering hebben van de elektronische structuur en eigenschappen van deze elementen. Het hierboven weergegeven afgeknotte periodiek systeem geeft de orbitale elektronische structuur voor de eerste achttien elementen (waterstof tot en met argon). Volgens debouw principe, bezetten de elektronen van een atoom kwantumniveaus of orbitalen, beginnend bij het laagste energieniveau en doorgaand naar het hoogste, waarbij elke orbitaal maximaal twee gepaarde elektronen bevat (tegenovergestelde spins).

Elektronenschil #1 heeft de laagste energie en zijn s-orbitaal is de eerste die wordt gevuld. Shell #2 heeft vier orbitalen met hogere energie, waarbij de 2s-orbitaal een lagere energie heeft dan de drie 2p-orbitalen. (x, y & z). Naarmate we verder gaan van lithium (atoomnummer=3) naar neon (atoomnummer=10) over de tweede rij of periode van de tabel, beginnen al deze atomen met een gevulde 1s-orbitaal en is de 2s-orbitaal bezet met een elektron paar voordat de 2p-orbitalen gevuld zijn. In de derde periode van de tabel hebben de atomen allemaal een neonachtige kern van 10 elektronen, en schil #3 is progressief bezet met acht elektronen, te beginnen met de 3s-orbitaal. De hoogst bezette elektronenschil wordt de genoemdvalentie schil, en de elektronen die deze schaal bezetten worden genoemdvalentie-elektronen.

De chemische eigenschappen van de elementen weerspiegelen hun elektronenconfiguraties. Helium, neon en argon zijn bijvoorbeeld uitzonderlijk stabiele en niet-reactieve monoatomaire gassen. Helium is uniek omdat de valentieschil uit een enkele s-orbitaal bestaat. De overige leden van groep 8 hebben een kenmerkvalentie shell elektron octet(NS²+ nb_X²+ nb_j²+ nb_z²). Deze groep vaninerte (of edele) gassenbevat ook krypton (Kr: 4s², 4p⁶), xenon (Xe: 5s², 5p⁶) en radon (Rn: 6s², 6p⁶). In het periodiek systeem hierboven zijn deze elementen beige gekleurd.

Dehalogenen(F, Cl, Br enz.) zijn één elektron minder dan een valentieschiloctet en behoren tot de meest reactieve elementen (ze zijn rood gekleurd in dit periodiek systeem). In hun chemische reacties bereiken halogeenatomen een valentieschiloctet door het achtste elektron van een ander atoom of molecuul te vangen of te lenen. DealkalimetalenLi, Na, K enz. (violet gekleurd hierboven) zijn ook uitzonderlijk reactief, maar om de tegenovergestelde reden. Deze atomen hebben slechts één elektron in de valentieschil en bij het verliezen van dit elektron komen ze aan in het valentie-octet van de onderste schil. Als gevolg van dit elektronenverlies worden deze elementen gewoonlijk aangetroffen als kationen (positief geladen atomen).
De elementen in groepen 2 tot en met 7 vertonen allemaal karakteristieke reactiviteiten en bindingspatronen die grotendeels kunnen worden gerationaliseerd door hun elektronenconfiguraties. Opgemerkt moet worden dat waterstof uniek is. De locatie in het periodiek systeem zou geen verwantschap met de chemie van de alkalimetalen moeten suggereren, en zijn rol in de structuur en eigenschappen van organische verbindingen is anders dan die van enig ander element.

Bonding & valentie

Chemische binding en valentie

Zoals eerder opgemerkt, bestaan ​​de inerte gaselementen van groep 8 als monoatomaire gassen en reageren in het algemeen niet met andere elementen. Daarentegen bestaan ​​andere gasvormige elementen als diatomische moleculen (H₂, N₂, O₂, F₂& Kl₂), en alles behalve stikstof zijn behoorlijk reactief. Enkele dramatische voorbeelden van deze reactiviteit worden getoond in de volgende vergelijkingen.

2Na+Cl2		2NaCl
2 uur2+ O2		2 uur2O
C+O2		CO2
C+2F2		CF4

Waarom interageren de atomen van veel elementen met elkaar en met andere elementen om stabiele moleculen te geven?? Bij het beantwoorden van deze vraag is het leerzaam om te beginnen met een heel eenvoudig model voor de aantrekking of binding van atomen aan elkaar, en dan door te gaan naar meer verfijnde verklaringen.

Ionische binding

Wanneer natrium wordt verbrand in een chlooratmosfeer, produceert het de verbinding natriumchloride. Dit heeft een hoog smeltpunt (800 ºC) en lost op in water om een ​​geleidende oplossing te geven. Natriumchloride is een ionische verbinding en de kristallijne vaste stof heeft de structuur die rechts wordt weergegeven. Overdracht van het eenzame 3s-elektron van een natriumatoom naar de halfgevulde 3p-orbitaal van een chlooratoom genereert een natriumkation (neon-valentieschil) en een chloride-anion (argon-valentieschil). Elektrostatische aantrekking resulteert in het samenpakken van deze tegengesteld geladen ionen in een rooster. De aantrekkende krachten die de ionen op hun plaats houden, kunnen ionische bindingen worden genoemd.
Door op het NaCl-diagram te klikken, zal een model van dit kristal worden getoond en kan worden gemanipuleerd.

Covalente binding

De andere drie hierboven getoonde reacties geven producten die heel anders zijn dan natriumchloride. Water is een vloeistof bij kamertemperatuur; koolstofdioxide en koolstoftetrafluoride zijn gassen. Geen van deze verbindingen is samengesteld uit ionen. Een andere aantrekkelijke interactie tussen atomen, genaamd covalente binding, is hier betrokken. Covalente binding vindt plaats door het delen van valentie-elektronen, in plaats van een regelrechte elektronenoverdracht. Overeenkomsten in fysische eigenschappen (het zijn allemaal gassen) suggereren dat de diatomische elementen H₂, N₂, O₂, F₂& Kl₂hebben ook covalente bindingen.
Voorbeelden van hieronder getoonde covalente binding omvatten waterstof, fluor, kooldioxide en koolstoftetrafluoride. Deze illustraties gebruiken een eenvoudigeBohrnotatie, met valentie-elektronen aangeduid met gekleurde stippen. Merk op dat in het eerste geval beide waterstofatomen een heliumachtig paar 1s-elektronen bereiken door te delen. In de andere voorbeelden bereiken koolstof, zuurstof en fluor neonachtige valentie-octetten door een vergelijkbare verdeling van elektronenparen. Koolstofdioxide is opmerkelijk omdat het een geval is waarin twee paren elektronen (vier in totaal) worden gedeeld door dezelfde twee atomen. Dit is een voorbeeld van een dubbele covalente binding.

Deze diagrammen voor het delen van elektronen (Lewisformules) zijn een nuttige eerste stap in het begrijpen van covalente binding, maar het is sneller en gemakkelijker om Couper-Kekuléformules waarin elk gedeeld elektronenpaar wordt weergegeven door een lijn tussen de atoomsymbolen. Niet-bindende valentie-elektronen worden weergegeven als stippen. Deze formules zijn afgeleid van de grafische notaties voorgesteld door A. Couper en A. Kekulé, en zijn niet identiek aan hun originele tekeningen. Enkele voorbeelden daarvanstructurele formulesworden gegeven in de volgende tabel.

Meerdere hechtingen, het delen van twee of meer elektronenparen, wordt geïllustreerd door ethyleen en formaldehyde (elk met een dubbele binding) en acetyleen en waterstofcyanide (elk met een drievoudige binding). Boorverbindingen zoals BH₃en BF₃zijn uitzonderlijk omdat conventionele covalente binding de bezetting van de valentieschil van boor niet uitbreidt tot een octet. Bijgevolg hebben deze verbindingen een affiniteit voor elektronen en vertonen ze een uitzonderlijke reactiviteit in vergelijking met de hierboven getoonde verbindingen.

Valentie

Het aantal valentie-schilelektronen dat een atoom moet winnen of verliezen om een ​​valentie-octet te bereiken, wordt valentie genoemd. In covalente verbindingen is het aantal bindingen dat kenmerkend wordt gevormd door een bepaald atoom gelijk aan de valentie van dat atoom. Uit de hierboven geschreven formules komen we tot de volgende algemene valentietoewijzingen:

Atoom	H	C	N	O	F	Kl	br	I
Valentie	1	4	3	2	1	1	1	1

De hier vermelde valenties vertegenwoordigen de meest voorkomende vorm die deze elementen aannemen in organische verbindingen. Van veel elementen, zoals chloor, broom en jodium, is bekend dat ze in verschillende valentietoestanden voorkomen in verschillende anorganische verbindingen.

Laadverdeling

Laadverdeling

Als de elektronenparen in covalente bindingen absoluut gelijkmatig zouden worden gedoneerd en gedeeld, zouden er geen vaste lokale ladingen in een molecuul zijn. Hoewel dit geldt voor diatomische elementen zoals H₂, N₂en O₂, vertonen de meeste covalente verbindingen een zekere mate van lokale ladingsscheiding, resulterend in binding en/of moleculaire dipolen. Een dipool bestaat wanneer de centra van positieve en negatieve ladingsverdeling niet samenvallen.

Formele kosten

Een grote lokale ladingsscheiding ontstaat meestal wanneer een gedeeld elektronenpaar eenzijdig wordt gedoneerd. De drie hier getoonde Kekulé-formules illustreren deze toestand.

In de formule voor ozon heeft het centrale zuurstofatoom drie bindingen en een volledige positieve lading, terwijl de rechter zuurstof een enkele binding heeft en negatief geladen is. De totale lading van het ozonmolecuul is dus nul. Evenzo heeft nitromethaan een positief geladen stikstof en een negatief geladen zuurstof, waarbij de totale moleculaire lading weer nul is. Ten slotte heeft azide-anion twee negatief geladen stikstofatomen en één positief geladen stikstofatoom, waarbij de totale lading min één is.
In het algemeen,voor covalent gebonden atomen met valentieschil-elektronenoctetten, als het aantal covalente bindingen aan een atoom groter is dan zijn normale valentie, zal het een positieve lading dragen. Als het aantal covalente bindingen aan een atoom kleiner is dan zijn normale valentie, zal het een negatieve lading dragen. De formele lading op een atoom kan ook worden berekend met de volgende formule:

Polaire covalente bindingen

Vanwege hun verschillende nucleaire ladingen en als gevolg van afscherming door binnenste elektronenschillen, hebben de verschillende atomen van het periodiek systeem verschillende affiniteiten voor nabijgelegen elektronen. Het vermogen van een element om elektronen aan te trekken of vast te houden wordt genoemdelektronegativiteit. Een ruwe kwantitatieve schaal van elektronegativiteitswaarden werd vastgesteld doorLinus Pauling, en sommige hiervan staan ​​in de tabel aan de rechterkant. Een groter getal op deze schaal betekent een grotere affiniteit voor elektronen. Fluor heeft de grootste elektronegativiteit van alle elementen en de zwaardere alkalimetalen zoals kalium, rubidium en cesium hebben de laagste elektronegativiteit. Opgemerkt moet worden dat koolstof zich ongeveer in het midden van het elektronegativiteitsbereik bevindt en iets meer elektronegatief is dan waterstof.
Wanneer twee verschillende atomen covalent zijn gebonden, worden de gedeelde elektronen aangetrokken door het meer elektronegatieve atoom van de binding, wat resulteert in een verschuiving van de elektronendichtheid naar het meer elektronegatieve atoom. Zo'n covalente binding ispolair, en zal eendipool(het ene uiteinde is positief en het andere uiteinde negatief). De mate van polariteit en de grootte van de bindingsdipool zullen evenredig zijn met het verschil in elektronegativiteit van de gebonden atomen. Een OH-binding is dus meer polair dan een C-H-binding, waarbij het waterstofatoom van de eerste positiever is dan de waterstof gebonden aan koolstof. Evenzo zijn C – Cl- en C – Li-bindingen beide polair, maar het koolstofuiteinde is positief in de eerste en negatief in de laatste. De dipolaire aard van deze bindingen wordt vaak aangegeven door een partiële ladingsnotatie (δ+/–) of door een pijl die naar het negatieve uiteinde van de binding wijst.

Hoewel er een klein elektronegativiteitsverschil is tussen koolstof en waterstof, wordt de C-H-binding op zijn best als zwak polair beschouwd en worden koolwaterstoffen in het algemeen als niet-polaire verbindingen beschouwd.

De verschuiving van elektronendichtheid in een covalente binding naar het meer elektronegatieve atoom of groep kan op verschillende manieren worden waargenomen. Voor bindingen met waterstof is de zuurgraad een criterium. Als het bindende elektronenpaar weg beweegt van de waterstofkern, zal het proton gemakkelijker worden overgebracht naar een base (het zal zuurder zijn). Een vergelijking van de zuurgraad van methaan, water en fluorwaterstofzuur is leerzaam. Methaan is in wezen niet-zuur, aangezien de CH-binding bijna niet-polair is. Zoals hierboven vermeld, is de OH-binding van water polair en is deze minstens 25 machten van tien zuurder dan methaan. H – F is meer dan 12 machten van tien zuurder dan water als gevolg van het grotere elektronegativiteitsverschil in zijn atomen.
Elektronegativiteitsverschillen kunnen worden overgedragen door covalente bindingen te verbinden door eenneveneffect. Het vervangen van een van de waterstofatomen van water door een meer elektronegatief atoom verhoogt de zuurgraad van de resterende OH-binding. Dus waterstofperoxide, HO–O–H, is tienduizend keer zuurder dan water, en onderchloorzuur, Cl-O-His honderd miljoen keer zuurder. Deze inductieve overdracht van polariteit neemt af naarmate het aantal verzendende bindingen toeneemt, en de aanwezigheid van meer dan één sterk elektronegatief atoom heeft een cumulatief effect. Bijvoorbeeld trifluorethanol, CF₃CH₂-O-His ongeveer tienduizend keer zuurder dan ethanol, CH₃CH₂-O-H.

Uitstekend fysiek bewijs voor deneveneffectwordt gevonden in de invloed van elektronegatieve atomen op deNMR chemische verschuivingenvan nabijgelegen waterstofatomen.

Oefen problemen

Keer terug naar de inhoudsopgave

Functionele groepen

Functionele groepen

Functionele groepenzijn atomen of kleine groepen atomen (twee tot vier) die een karakteristieke reactiviteit vertonen wanneer ze met bepaalde reagentia worden behandeld. Een bepaalde functionele groep zal bijna altijd zijn karakteristieke chemische gedrag vertonen wanneer deze in een verbinding aanwezig is. Vanwege hun belang bij het begrijpen van organische chemie, hebben functionele groepen karakteristieke namen die vaak worden overgenomen in de naamgeving van individuele verbindingen waarin specifieke groepen zijn opgenomen. In de volgende tabel zijn de atomen van elke functionele groep rood gekleurd en is ook het karakteristieke achtervoegsel van de IUPAC-nomenclatuur dat sommige (maar niet alle) functionele groepen aangeeft, gekleurd.

Functionele groepstabellen

Exclusief functionele koolstofgroepen

Groeps formule	Naam van de klasse	Specifiek voorbeeld	IUPAC-naam	Gemeenschappelijke naam
	Alkeen	H2C=CH2	Ethene	ethyleen
	Alkyn	HC≡CH	EthONS	Acetyleen
	Arene	C6H6	benzeen	benzeen

Functionele groepen met enkelvoudige bindingen aan heteroatomen

Groeps formule	Naam van de klasse	Specifiek voorbeeld	IUPAC-naam	Gemeenschappelijke naam
	halogenide	H3CI	joodmethaan	Methyljodide
	Alcohol	CH3CH2OH	Ethanol	Ethylalcohol
	Ether	CH3CH2EN2CH3	Diethyl ether	Ether
	Amine	H3C-KLEIN2	aminomethaan	Methylamine
	Nitro verbinding	H3C-NR2	nitromethaan
	thiol	H3C-SH	Methaanthiol	Methylmercaptaan
	sulfide	H3C-S-CH3	Dimethylsulfide

Functionele groepen met meerdere bindingen aan heteroatomen

Groeps formule	Naam van de klasse	Specifiek voorbeeld	IUPAC-naam	Gemeenschappelijke naam
	Nitril	H3C-CN	ethaannitril	Acetonitril
	aldehyde	H3CCHO	Ethanal	Acetaldehyde
	keton	H3ROOD3	Propaaneen	Aceton
	Carbonzuur	H3CCO2H	Ethanzuur	Azijnzuur
	Ester	H3CCO2CH2CH3	Ethyl ethaanETAG	Ethylacetaat
	Zuur Halide	H3CCOCl	Ethanoliechloride	Acetylchloride
	amide	H3CCON(CH3)2	N,N-dimethylethaanamide	N,N-dimethylaceetamide
	Zuur anhydride	(H3CCO)2O	Ethanzuuranhydride	Azijnzuuranhydride

Keer terug naar de inhoudsopgave

Deze pagina is eigendom van William Reusch. Opmerkingen, vragen en fouten kunt u sturen naarwhreusch@msu.edu.
Deze pagina's worden aan de IOCD verstrekt om te helpen bij capaciteitsopbouw in het scheikundeonderwijs. 05/05/2013