Moleculaire Structuur en Orbitaal Theorie

De asymmetrische verdeling van elektronen in een molecuul, resulterend in een gedeeltelijke positieve (δ+) en negatieve (δ-) lading op verschillende atomen.

Een binding waar de elektronen ongelijkmatig over de atomen worden verdeeld, wat leidt tot een gedeeltelijke lading.

Een binding die gevormd wordt door de elektrostatische aantrekking tussen twee tegengesteld geladen ionen.

Het hoogste bezette moleculaire orbitaal in een molecuul.

De elektronen in de HOMO worden als 'vrij' beschouwd, aangezien ze beschikbaar zijn voor chemische reacties.

Een diagram dat de energieën van de moleculaire orbitalen in een molecuul voorstelt.

De vorming van bindingen tussen atomen door het overlappen van atomaire orbitalen.

Een voorstelling van de moleculaire orbitalen die gevormd worden door de combinatie van atomaire orbitalen.

Een diëen waarbij de dubbelbindingen rechtstreeks aan elkaar verbonden zijn met één tussenliggende enkelvoudige binding.

Een systeem waar meerdere dubbele bindingen afwisselen met enkele bindingen. Elektronen worden over een groter gebied gedeeld.

De warmte die vrijkomt bij de omzetting van een alkeen naar een alkaan.

Binding tussen atomen die niet voldoet aan de traditionele enkelvoudige of dubbele binding.

Stabiliserend effect dat optreedt bij geconjugeerde systemen.

Een benadering in de chemie waarbij we de σ-elektronen en π-elektronen afzonderlijk beschouwen.

De afstand tussen twee atomen in een molecule.

De eigenschappen en reactiviteit van een molecuul worden beïnvloed door de aanwezigheid van het π-systeem.

De eigenschap van een atoombinding om dezelfde lengte, energie en vibrationele frequenties te hebben in verschillende moleculen.

De energie-volgorde van de gelokaliseerde moleculaire orbitalen, geconstrueerd uit hybride atoomorbitalen, verschilt van de energie-volgorde van de gedelokaliseerde moleculaire orbitalen, geconstrueerd uit pure atoomorbitalen. De hybride aanpak is dus een benadering.

Twee of meer alkeenfuncties in een molecuul kunnen geïsoleerd, geconjugeerd of gecumuleerd voorkomen.

Alkeenfuncties gescheiden door ten minste 1 sp3 koolstofatoom (twee enkelvoudige C-C bindingen).

Alkeenfuncties direct naast elkaar zonder tussenliggende C-C binding. Één koolstofatoom wordt gedeeld door beide alkeenfuncties.

De interactie van p-orbitalen in geconjugeerde diënen, waardoor een gedelokaliseerd systeem ontstaat met een lagere energie.

Het koolstofatoom dat wordt gedeeld door twee alkeenfuncties in een gecumuleerd dieen. Het heeft sp hybridisatie.

De classificatie van moleculaire orbitalen (MO's) in σ en π is gebaseerd op de oriëntatie van de p-orbitalen ten opzichte van de internucleaire as. π MO's ontstaan uit de overlap van p-orbitalen met parallelle assen, terwijl σ MO's de resterende orbitalen zijn.

De classificatie van moleculaire orbitalen (MO's) in σ en π is gebaseerd op de oriëntatie van de p-orbitalen ten opzichte van de internucleaire as. π MO's ontstaan uit de overlap van p-orbitalen met parallelle assen, terwijl σ MO's de resterende orbitalen zijn. σ MO's hebben een cylindrische symmetrie, maar hun as hoeft niet langer langs de internucleaire as te lopen.

De voorspelling van MO-schema's wordt complex en vereist een dieper begrip van de symmetrie-eigenschappen van moleculen. Deze kennis wordt in latere chemiecursussen behandeld.

Een vereenvoudigde benadering om de binding in moleculen te beschrijven, waarbij de nadruk ligt op de overlap van atomaire orbitalen (AO's). Deze benadering richt zich op het behouden van het eenvoudige beeld van bindingen, zelfs in complexe moleculen.

Hybride orbitalen zijn lineaire combinaties van atomaire orbitalen op hetzelfde atoom, die een specifieke richting en maximale overlap met andere orbitalen bevorderen. Deze orbitalen zijn gericht op de bindingspartners.

Een gelokaliseerde moleculaire orbitaal (LMO) is een moleculaire orbitaal die geconcentreerd is rondom een specifieke binding. LMO's worden gevonden door de informatie die in gedelokaliseerde MO's aanwezig is, te herverdelen in een gelokaliseerd vorm.

De globale golffunctie beschrijft de toestand van alle elektronen in een molecuul, waarbij de gehele elektronenwolk in rekening wordt gebracht.

In deze benadering wordt de moleculaire golffunctie ψ beschreven als een lineaire combinatie van gelokaliseerde moleculaire orbitalen (LMO's), behoudens dat de totale informatie behouden blijft.

In ethyne (C2H2), de koolstofatomen zijn sp gehybridiseerd. Dit betekent dat één s-orbitaal en één p-orbitaal combineren om twee sp-hybride orbitalen te vormen. Deze orbitalen liggen langs de z-as en vormen sigma-bindingen met andere atomen.

De twee resterende p-orbitalen op elk koolstofatoom in ethyne, die loodrecht staan op de moleculaire as, combineren om twee pi-orbitalen te vormen. Deze pi-orbitalen zijn verantwoordelijk voor de dubbele binding tussen de koolstofatomen.

De hybridisatie van atomaire orbitalen is afhankelijk van de omgeving waarin het atoom zich bevindt. Verschillende hybride orbitalen kunnen gevormd worden met verschillende vormen en hoeken tussen de orbitalen.

Een sp3-hybridisatie leidt tot vier equivalente hybride orbitalen met een tetraëdrische geometrie. De hoek tussen de hybride orbitalen is 109,5 graden. Deze hybridisatie is typisch voor atomen met vier bindingen, zoals koolstof in methaan (CH4).

Een sp2-hybridisatie leidt tot drie equivalente hybride orbitalen met een trigonale planaire geometrie. De hoek tussen de hybride orbitalen is 120 graden. Deze hybridisatie is typisch voor atomen met drie bindingen, zoals koolstof in ethyleen (C2H4).

De sp-hybridisatie in ethyne resulteert in een lineaire geometrie met een hoek van 180 graden tussen de hybride orbitalen. Dit komt omdat er twee sp hybride orbitalen gevormd worden, die beide langs de z-as liggen.

Hoewel tabel 4.3 verschillende types van hybridisatie voorstelt, is het mogelijk om hybride orbitalen te vormen met intermediaire proporties van atomaire orbitalen. Dit resulteert in hybride orbitalen met verschillende hoeken tussen elkaar, waardoor afwijkingen van de strikte symmetrie in de tabel kunnen ontstaan.

Een belangrijk punt bij hybridisatie is dat het aantal hybride orbitalen altijd gelijk is aan het aantal atomaire orbitalen dat deelneemt aan de hybridisatie.

In een molecuul met meerdere dubbele bindingen (geconjugeerd systeem) overlappen de p-orbitalen van de koolstofatomen met elkaar. Dit resulteert in een delokalisatie van de elektronen over het hele molecuul, wat leidt tot de vorming van moleculaire orbitalen (MO's).

De energie van een MO is direct gerelateerd aan het aantal knopen (nodes) dat loodrecht staat op de koolstofketen. Hoe hoger de energie, hoe meer knopen. De knopen zijn gebieden waar de elektronendichtheid nul is.

De knopen in een MO liggen altijd symmetrisch ten opzichte van een centraal spiegelvlak dat de koolstofketen in tweeën deelt.

De pariteit van een MO verwijst naar zijn symmetrie ten opzichte van het spiegelvlak. Voor geconjugeerde systemen met een even aantal koolstofatomen wisselen de pariteiten van de MO's af (symmetrisch, antisymmetrisch) naarmate de energie stijgt.

In een geconjugeerd systeem met een oneven aantal koolstofatomen hebben de antisymmetrische MO's altijd een knoop op het centrale koolstofatoom.

De elektronen in een π-systeem vullen de MO's in volgorde van toenemende energie, waarbij elk MO maximaal twee elektronen kan bevatten. De elektronen vullen eerst de lage-energie MO's, en daarna de hogere-energie MO's.

De totale elektronendichtheid in een π-systeem wordt bepaald door de bijdrage van alle gevulde MO's. De elektronendichtheid in een specifiek gebied van het molecuul geeft aan hoe sterk de binding in dat gebied is.

De regels voor MO's in geconjugeerde systemen zijn toepasbaar op verschillende soorten moleculen, zoals carboxylaatanionen. Deze regels helpen ons om de delokalisatie van elektronen en de stabiliteit van het molecuul te begrijpen.