Orbitalen (Keuzedeel)
R. Punt R. van de Vijver
2
Inhoudsopgave
1 ELEKTRONENCONFIGURATIES ... 3
INLEIDING... 3
DE HOOFDSCHILLEN... 3
DE SUBSCHILLEN / ORBITALEN ... 4
ENERGIE-INHOUD VAN DE ORBITALEN ... 4
SCHUINE PIJLEN DIAGRAM ... 5
ELEKTRONENCONFIGURATIE VAN EEN ATOOM ... 6
VORM VAN DE ORBITALEN ... 6
ELEKTRONENCONFIGURATIE EN PERIODIEK SYSTEEM ... 8
GRONDTOESTAND EN AANGESLAGEN TOESTAND ... 10
VRAGEN ... 11
2. HYBRIDISATIES ... 13
INLEIDING... 13
BINDINGEN ... 13
VRAGEN ... 22
3. BINDINGEN ... 23
INLEIDING... 23
ENKELVOUDIGE BINDINGEN TUSSEN 2 ATOMEN... 23
PI-BINDING ... 26
SIGMA-BINDING ... 26
PROJECTIEMETHODEN ... 28
ORIËNTATIES ... 28
3
1 ELEKTRONENCONFIGURATIES
Inleiding
We hebben geleerd dat een atoom bestaat uit een atoomkern (nucleus), die protonen en neutronen bevat, en elektronen rond die kern.
Het atoomnummer van een atoom geeft het aantal protonen in de kern aan. Bij een atoom is het aantal elektronen gelijk aan het aantal protonen en dus ook gelijk aan het atoomnummer.
In het atoommodel van Rutherford werd alleen gesproken over het totaal aantal elektronen dat om de kern cirkelde. Rutherford sprak van een elektronenwolk. Bohr, een geniale Deense chemicus, gaf voor het eerst aan dat elektronen in bepaalde banen om de kern draaiden. Deze elektronenbanen zouden op planetenbanen lijken.
Alleen in tegenstelling tot planetenbanen kunnen in elektronenbanen meerdere elektronen zitten. Later bleek ook dat het idee van planetenbanen volledig vergeten moet worden.
Bohr gaf, door middel van een aantal experimenten en het Periodiek Systeem der elementen, aan hoeveel elektronen in een bepaalde elektronenbaan konden zitten.
In de eerste baan kon volgens Bohr maximaal 2 elektronen bevatten. Hij kon dit afleiden uit het Periodiek Systeem, omdat in de eerste periode van het Periodiek Systeem slechts 2 elementen zitten, te weten waterstof en helium.
Op vergelijkbare wijze ontdekte hij dat de tweede elektronenschil maximaal 8 elektronen kon bevatten.
De derde elektronenschil bestaat uit maximaal 18 elektronen.
De wetmatigheid die hij vond was dat als je de elektronenbanen vanaf de kern telde met n = 1, 2, ... enz. het maximale aantal elektronen in de schillen altijd gelijk was aan 2n2!
We krijgen dan respectievelijk: 2 - 8 - 18 - 32 - ..
Hij ontdekte echter ook dat het maximale aantal elektronen in de buitenste schil 8 was, in de één verder naar binnen gelegen schil 18, enz.
Bohr kon hier op dat moment nog geen afdoende verklaring voor geven. In het komende hoofdstuk zullen wij nagaan hoe die aantallen elektronen te verklaren is.
De hoofdschillen
De schillen zoals wij die in de inleiding hebben geschetst worden in de chemie de hoofdschillen genoemd. Deze hoofdschillen worden achtereenvolgens K - L - M - N - O - enz. schillen genoemd. De K-schil is de schil met de laagste potentiële energie.
Elektronen zullen bij voorkeur zo dicht mogelijk bij de atoomkern blijven, zodat zij de laagste potentiële energie hebben. Als de K-schil vol is zal de L-schil gevuld gaan worden. Beide schillen worden eerst volledig gevuld voordat de volgende schil in beeld komt. Bij de M-schil komen er afwijkingen. Bij het bespreken van de subschillen zal duidelijk worden hoe dit komt.
4
De subschillen / orbitalen
Iedere hoofdschil kan uit één of meerdere subschillen bestaan. Zo'n subschil wordt orbital genoemd. Zo bestaat de K-schil uit slechts één orbital. Deze orbital wordt vanwege z'n ontdekking d.m.v. spectraallijnen (wordt bij de natuurkunde uitgelegd) de s-orbital genoemd. We hadden reeds afgesproken dat de K-schil genummerd was als n = 1. We spreken bij de s-orbital die bij de K-schil hoort over de 1s-orbital.
Iedere orbital kan maximaal 2 elektronen bevatten. Die 2 elektronen verschillen alleen maar door draaiing om hun as. Het ene elektron draait linksom z'n as en het andere elektron draait rechtsom z'n as. Die draaiing rond z'n as (vergelijkbaar met de draaiing van de aarde om z'n as) wordt spin genoemd.
De K-schil bevat dus 1 orbital, namelijk de 1s-orbital.
De L-schil kan 8 elektronen bevatten en we hebben geleerd dat iedere orbital maximaal 2 elektronen kan bevatten, dus is het logisch dat de L-schil 4 orbitalen bevat. Eén van die orbitalen heeft een vergelijkbare vorm dan de 1s-orbital uit de K- schil. We noemen daarom deze orbital de 2s-orbital. In één van de volgende paragrafen zullen we ingaan op de vorm van deze s-orbitalen.
Verder heeft de L-schil nog drie andere orbitalen die qua vorm gelijk zijn, echter van oriëntatie verschillen. We zullen later terug komen op de vorm van deze orbitalen.
Deze orbitalen worden de 2p-orbitalen genoemd. Om ze te onderscheiden worden ze ook wel de 2px, de 2py en de 2pz-orbitalen genoemd.
De M-hoofdschil kan maximaal 18 elektronen bevatten en bestaat dus uit 9 orbitalen.
Te weten de 3s-orbital, drie 3p-orbitalen en vijf 3d-orbitalen.
De N-hoofdschil kan maximaal 32 elektronen bevatten en bestaat dus uit 16 orbitalen. te weten de 4s-orbital, drie 4p-orbitalen, vijf 4d-orbitalen en zeven 4f- orbitalen.
Samenvattend:
Hoofdschil nummer n =
maximaal aantal orbitalen
s p d f
K-schil 1 1 - - -
L-schil 2 1 3 - -
M-schil 3 1 3 5 -
N-schil 4 1 3 5 7
Energie-inhoud van de orbitalen
We zagen al dat de K-schil de laagste potentiële energie-inhoud heeft. Omdat de K- schil bestaat uit de 1s-orbital heeft deze orbital dus de laagste potentiële energie- inhoud.
Voor de L-schil geldt dat de potentiële energie-inhoud hoger ligt dan die van de K- schil. Er is echter ook verschil tussen de verschillende orbitalen. De 2s-orbital heeft een lagere potentiële energie-inhoud dan de 2p-orbitalen. De 2p-orbitalen hebben onderling een gelijke potentiële energie-inhoud. Voor de M-schil geldt dat de potentiële energie-inhoud van de 3s-orbital lager ligt dan de potentiële energie- inhoud van de 3p-orbitalen en deze weer lager liggen dan de potentiële energie- inhoud van de 3d-orbitalen.
De potentiële energie-inhoud van de 3d-orbitalen ligt echter ook hoger dan de
potentiële energie-inhoud van de 4s-orbital. Dat betekent dus dat bij het opvullen van de elektronen de 4s-orbital eerder gevuld wordt dan de 3d-orbital.
De 4e hoofdschil wordt dus eerst met 2 elektronen gevuld alvorens de derde hoofdschil volledig gevuld wordt (via opvulling van de 3d-orbitalen).
5 De volledige potentiële energie-inhoud volgorde kunnen we afleiden uit het
zogenaamde schuine pijlendiagram.
Schuine pijlen diagram
Als we de subschillen noteren zoals in afbeelding 1, dan kunnen we door schuine pijlen te plaatsen nagaan hoe de volgorde van de potentiële energie-inhoud van de subschillen is.
Hoofdschil s-orbital p-orbitalen d-orbitalen f-orbitalen
K 1s - - -
L 2s 2p - -
M 3s 3p 3d -
N 4s 4p 4d 4f
O 5s 5p 5d 5f
P 6s 6p 6d
Q 7s 7p
Afbeelding 1.1: Schuine pijlen diagram.
Als we het schuine pijlen diagram volgen, dan wordt de volgorde van potentiële energie-inhoud voor de orbitalen dus:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p ..
6
Elektronenconfiguratie van een atoom
Als we nu de elektronenconfiguratie van een willekeurig atoom willen bepalen, dan moeten we dus het aantal elektronen van dat atoom in orbitalen met zo laag mogelijke potentiële energie-inhoud stoppen.
Voorbeeld:We willen de elektronenconfiguratie weten van het atoom zirkonium met atoomnummer 40.
40ZrDe 1s-orbital kan 2 elektronen bevatten en is de orbital die het eerst opgevuld zal worden. We noteren dit als 1s2.
De volgende orbital is de 2s-orbital. Deze kan ook 2 elektronen bevatten. We noteren dit als 2s2. Er zijn nu dus al 4 elektronen in orbitals ondergebracht. Nog 40 - 4 = 36 te gaan.
Vervolgens komen de drie 2p-orbitalen aan de beurt. Afzonderlijk kunnen zij dus 2 elektronen bevatten. Gezamenlijk is dit dus 3 x 2 = 6 elektronen. We noteren dit als 2p6. Nu zijn er dus 4 + 6 = 10 elektronen ondergebracht.
De 3s-orbital opgevuld met 2 elektronen. Het totaal aantal is nu 12 elektronen.
Daarna volgen de drie 3p-orbitalen. Gezamenlijk kunnen zij 6 elektronen bevatten, genoteerd als 3p6. Het totaal aantal is nu 18 elektronen.
Na de 3p-orbitalen volgt de 4s-orbital. De 4s-orbital bevat maximaal 2 elektronen, 4s2. Het totaal is nu 20 elektronen. We zijn op de helft.
Na de 4s-orbital zijn de 3d-orbitalen aan de beurt. Deze vijf 3d-orbitalen kunnen dus maximaal 5 x 2 = 10 elektronen bevatten. We noteren 3d10. Het totaal wordt nu 30 elektronen. Nog 10 te gaan.
Na de 3d-orbitalen volgen de drie 4p-orbitalen. We noteren 4p6. Het totaal wordt 36 elektronen. We komen in de buurt.
Dan volgt de 5s-orbital, 5s2 dus en het totaal wordt 38 elektronen. Nog 40 - 38 = 2 elektronen te gaan.
De volgende orbitalen zijn de 4d-orbitalen. Hierin kunnen 5 x 2 = 10 elektronen. We hebben echter nog maar 2 elektronen en de 4d-orbitalen zijn dus niet volledig gevuld.
We noteren 4d2.
Voor het totaal kunnen we schrijven:
40Zr1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2 We kunnen dit nu voor ieder element uitvoeren.
We herhalen nu de rij van orbitalen van de vorige paragraaf en vermelden het maximale aantal elektronen per orbital. Tevens houden we eronder het totaal aantal elektronen bij. Dit getal geeft dus het atoomnummer van het element waarvan het laatst een elektron is aangevuld. Elementen dus waarvan de laatste orbital "vol" zit.
1s2 2s2 .2p6 .3s2 .3p6 .4s2 .3d10 .4p6 .5s2 .4d10 .5p6 .6s2 .4f14 .5d10 .6p6 .7s2 .5f14 6d10 7p6
2 4 10 12 18 20 30 36 38 48 54 56 70 80 86 88 102 112 ..
Gezien het feit dat er slechts ca. 108 elementen bekend zijn, zal de opvulling maximaal tot in de 6d-orbital plaatsvinden.
Vorm van de orbitalen
Per hoofdschil kunnen dus 4 typen orbitalen voorkomen, de s-orbitalen, de p- orbitalen, de d-orbitalen en de f-orbitalen. Voor een element als radium, met atoomnummer 88, is de 7s-orbital net gevuld (ga dit na!). Dit element heeft dus 7 s- orbitalen (1s, 2s, ...., 7s). Nu blijken al die s-orbitalen dezelfde vorm te hebben, alleen is de 7s-orbital veel groter dan de 1s-orbital. Ditzelfde geldt eveneens voor de p-orbitalen op de verschillende niveaus en uiteraard ook voor de d-orbitalen en de f- orbitalen.
7
s-orbitalen
Allereerst moeten we af van het idee dat er elektronenbanen zijn. Orbitalen zijn gebieden waarin de waarschijnlijkheid dat de betreffende elektronen (of elektron) zich bevinden (of bevindt) heel erg groot is. Dat betekent dus dat een orbital een gebied is in de buurt van de atoomkern waarin het elektron (of de elektronen) zich met aan zekerheid grenzende waarschijnlijkheid bevindt (of bevinden). De plaats of zelfs de beweging van zo'n elektron is niet te voorspellen. Dit komt omdat het elektron zich met enorme snelheden beweegt (snelheden tot gemiddeld ca. 1/3 van de lichtsnelheid) en dat de elektronen steeds te maken hebben met wisselwerking met andere deeltjes.Het afgebakende gebied waarin de s-elektronen zich kunnen bevinden binnen de s-orbital is bolvormig. Als we dus een bolvormig oppervlak rond de kern denken, bevinden de elektronen (of het elektron) zich in dit gebied (zie afbeelding 2).
Afbeelding 1.2: s-orbital
Dit bolvormige gebied is voor de 1s-orbital veel kleiner dan voor bijvoorbeeld de 7s- orbital. Verder is via wiskundige berekeningen en metingen vastgesteld dat er een gemiddelde afstand is te bepalen t.o.v. de atoomkern. Deze gemiddelde afstand werd vroeger aangenomen als de elektronenbaan. De gemiddelde afstand van de elektronen van de 1s-orbital is kleiner dan de gemiddelde afstand van de 2s-orbital, enz.
p-orbitalen
Een p-orbital is ook een waarschijnlijkheidsgebiedje waarin zich maximaal 2 elektronen kunnen bevinden. De vorm van dit gebiedje is niet bolvormig, maar haltervormig, zie afbeelding 3.
Afbeelding 1.3: p-orbital. Afbeelding 1.4:drie p-orbitalen in de x-y en z-richting.
8 In het centrum van de halter bevindt zich In het centrum van de halter bevindt zich de atoomkern. De elektronen kunnen dus gemakkelijk van de ene "flap" van de halter naar de andere "flap" van de halter gaan, het is één gebied. Als een p-orbital volledig gevuld is, en dus 2 elektronen heeft, kunnen beide elektronen zich in één "flap" van de p-orbital bevinden of in de andere "flap" of beide elektronen kunnen zich in de verschillende "flappen" bevinden. Dit wisselt steeds.
We hebben al geleerd dat er steeds per hoofdschil drie p-orbitalen zijn. De oriëntatie van deze orbitalen is in het x-y-z stelsel, zie afbeelding 4
De elektronen kunnen niet van de ene p-orbital, bijvoorbeeld de 2px-orbital, naar de andere p-orbital, bijvoorbeeld de 2py-orbital.
d- en f-orbitalen
Er zijn vijf d-orbitalen. Deze worden achtereenvolgens dXY, dXZ, dYZ, dX2
-Y2en dZ2
genoemd. De vorm van deze d-orbitalen is niet zo belangrijk. Nog sterker geldt dit voor de f-orbitalen. Voor de organische chemie zijn noch de d- noch de f-orbitalen van belang.
Elektronenconfiguratie en Periodiek Systeem
In de inleiding is al melding gemaakt tussen de relatie van de elektronenconfiguratie en het Periodiek Systeem. Het beste zullen we dit zien als we de
elektronenconfiguratie van een aantal elementen op een rijtje zetten.
element elektronenconfiguratie
plaats in het Periodiek Systeem
periode groep
1H 1s1 1 1
2He 1s2 1 18
3Li 1s2 2s1 2 1
4Be 1s2 2s2 2 2
5B 1s2 2s2 2p1 2 13
6C 1s2 2s2 2p2 2 14
7N 1s2 2s2 2p3 2 15
8O 1s2 2s2 2p4 2 16
9F 1s2 2s2 2p5 2 17
10Ne 1s2 2s2 2p6 2 18
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 3 1
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 4 1
37Rb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 5 1
47Ag 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9 5 11
Periode
Er zijn een aantal opmerkelijke zaken. Zo kunnen we uit de elektronenconfiguratie afleiden dat het element zich in die periode bevindt, welke de hoogste s-orbital aangeeft. Bijvoorbeeld heeft Rb één elektron in de 5s-orbital, het element moet zich dan in de 5e periode bevinden. Andersom kunnen we vanuit het Periodiek Systeem
9 afleiden dat als een element zich in bijvoorbeeld de 7e periode bevindt, de hoogst gevulde s-orbital de 7s-orbital moet zijn.
s-blok
Elementen waarbij als laatste elektronen in de s-orbital zijn opgevuld noemen we elementen uit het s-blok. Dit zijn dus elementen uit de eerste 2 groepen van het Periodiek Systeem, dus de alkalimetalen en de aardalkalimetalen. De elementen waarbij de laatste s-orbital 1 elektron bevat worden de elementen van de 1e groep van het Periodiek Systeem genoemd, de alkalimetalen. Voor de 2e groep geldt dat er 2 elektronen in de laatste s-orbital zitten. Deze 2e groep van het Periodiek Systeem wordt de groep der aardalkalimetalen genoemd.
p-blok
Identiek geldt dit voor elementen waarbij als laatste elektronen in de p-orbital zijn opgevuld. We noemen dit elementen uit het p-blok. Dit zijn dus elementen uit de groepen 13 tot en met 18 van het Periodiek Systeem. Dus als de laatste orbital een p-orbital is, dan is het aantal elektronen in die p-orbital plus 12 het groepsnummer.
Die 12 komt van 2 elektronen in het s-blok en 10 elektronen in het d-blok (zie later).
De meest voorkomende elementen komen in deze groepen voor en het Periodiek Systeem was allereerst vooral opgesteld op basis van deze elementen.
Later zijn een aantal andere elementen gevonden en heeft men deze tussen het s- blok en het p-blok ingezet. Het p-blok begint dus met groepsnummer 13!
d-blok
Toen de chemici uit de 19e eeuw elementen uit dit blok onderzochten, hadden zij grote problemen deze elementen te plaatsen, omdat het Periodiek Systeem tot en met element met atoomnummer 20 steeds repeterend was opgebouwd. Na
atoomnummer 20 bleek de wetmatigheid van de eerste 3 periodes niet meer op te gaan. Wij weten nu dat dit komt omdat de 3d-orbitalen hoger in potentiële energie zijn dan de 4s-orbital, maar in de 19e eeuw zaten de chemici met de handen in het haar. Maar pragmatisch losten zij dit op door 10 groepen te plaatsen tussen het s- blok en het p-blok in. De elementen die als laatste in het d-blok zijn opgevuld, noemen we de elementen in de groepen 3 tot en met 12 van het d-blok. Hierin komen enkele zeer belangrijke metalen voor zoals ijzer, nikkel, koper, zilver, enz.
Is dus de laatste orbital een d-orbital dan is het aantal elektronen in die orbital plus 2 het groepsnummer!
f-blok
Voor het f-blok geldt hetzelfde, behalve dat de elementen in dit blok nog later werden ontdekt. Op basis van ontbrekende atoomnummers hadden chemici uit de 19e eeuw al het vermoeden dat er tussen bijvoorbeeld de elementen met atoomnummers tussen 57 en 70 zich elementen moesten bevinden, maar konden zij deze pas na lang zoeken vinden. De elementen in deze reeks noemden zij daarom de zeldzame aarden. Het zijn de elementen waarbij elektronen opgevuld zijn in de 4f-orbital.
De elementen waarbij de elektronen de 5f-orbital opvullen zijn, buiten uranium, allen zeer zeldzaam of niet meer bestaand. Sommige van deze elementen kunnen alleen maar op een natuurkundig laboratorium met deeltjesversnellers worden gemaakt.
10 Doordat deze elementen zeer instabiel zijn bestaan zij door radioactief verval soms maar fracties van een seconde. Deze elementen, buiten uiteraard uranium, zijn voor de chemie niet van belang. We noemen de reeks elementen met atoomnummers tussen de 89 en 102 de actiniden.
We hebben via het schuine pijlen diagram geleerd dat de 4f-orbital komt voor de 5d- orbital. Dit is juist, echter de potentiële energieverschillen tussen deze orbitalen is zeer klein. Op één of andere manier wordt echter eerst één elektron in de 5d-orbital gestopt en vervolgens de 4f-orbital opgevuld. Dit is echter voor de chemie nauwelijks van belang en we zullen hier niet verder op terugkomen. We merken dit echter aan ons Periodiek Systeem omdat in de reeks van elementen in het f-blok 15 elementen vermeld staan. Ditzelfde geldt voor de reeks van de actiniden. De elementen waarbij de elektronen als laatste in het f-blok zijn opgevuld worden de nevengroepen
genoemd. Dit zijn dus de nevengroepen 1 tot met 14.
Is de laatste orbital een f-orbital, dan geeft het aantal elektronen in de f-orbital het nevengroepsnummer aan!
Grondtoestand en aangeslagen toestand
Als alle elektronen zich bevinden in de laagst mogelijke orbitalen, de elektro- nenconfiguratie dus, noemen we dit de grondtoestand van een atoom. Door wisselwerking met elkaar of door toevoeging van energie aan dat atoom kunnen elektronen soms in een potentieel hoger energieniveau gaan. Op deze wijze neemt het atoom dus energie op uit zijn omgeving (via botsingen met andere atomen of elektronen, instraling van licht of anders). We zeggen dan dat de atomen zich in de aangeslagen toestand bevinden. We laten dit meestal zien met een ster *
rechtsboven het symbool van het element. Er vindt dan het volgende proces plaats:
A + energie→ A*
A: Atoom in de grondtoestand
A*: Atoom in de aangeslagen toestand energie: willekeurige vorm van energie
Maar net zo min als iemand na een sprong in de lucht kan blijven hangen kan een atoom in dat hogere energieniveau blijven. De elektronen die tijdelijk naar een andere, hogere, orbital zijn gegaan vallen terug naar de lagere orbital onder uitzending van licht. Het volgende proces vindt plaats:
A*→ A + licht
licht: alleen deze vorm van energie
Op deze wijze heeft men ook de theorie omtrent orbitalen kunnen opstellen. De elektronen die naar de s-orbitals terugvielen geven in het elektromagnetisch spectrum scherpe lijnen, die "sharp lines" werden genoemd. Daarna heeft men de orbitalen s-orbitalen genoemd. Op min of meer vergelijkbare wijze is men tot de namen van de andere orbitalen gekomen. De p staat voor principal, d voor diffuse en f voor fundamental.
11
Vragen
1. Welke elektronenschillen (volgens Bohr) tel je vanaf de kern tot de P-schil?
2. Bereken hoeveel elektronen deze P-schil maximaal kan bevatten.
3. Zijn er elementen die zoveel elektronen in de P-schil kunnen bevatten? Geef een korte verklaring.
4. Geef de verschillen aan tussen de atoommodellen van Rutherford en Bohr.
5. Waarom worden de elektronenbanen bij voorkeur het eerst met elektronen gevuld dicht bij de kern?
6. Welke subschillen bezitten de:
a. K-schil b. L-schil c. M-schil?
7. Hoeveel p-orbitalen bevat de a. L-schil
b. M-schil c. K-schil?
8. Hoeveel elektronen kan een orbital maximaal bevatten?
9. Wat is het verschil tussen de elektronen in dezelfde orbital?
10. Geef de elektronenconfiguratie over de verschillende orbitalen van:
a. 12Mg b. 22Ti c. 51Sb d. 85At e. 103Lr
11. Geef de elektronenconfiguratie over de verschillende orbitalen van:
a. 20Ca2+
b. 53I-
12. alle elementen in BaCl2
13. Beschrijf de verschillen en de overeenkomsten van a. een 1s- en een 2s-orbital
b. een 2s- en een 2p-orbital
c. een 2px-, een 2py- en een 2pz-orbital
14. Beschrijf de verschillen in potentiële energie tussen a. de 2s-, de 2px-, de 2py- en de 2pz-orbitalen b. de 1s- en de 2s-orbitalen
15. Beschrijf een s-orbital zo nauwkeurig mogelijk.
16. Beschrijf een p-orbital zo nauwkeurig mogelijk.
17. Beschrijf de overeenkomsten en de verschillen van de elementen in de eerste groep van het Periodiek Systeem.
18. Hoe noemt men de eerste groep van het Periodiek Systeem?
12 19. In welk blok van het Periodiek Systeem bevinden zich de elementen van de
eerste groep van het Periodiek Systeem?
20. Wat verstaat men onder het a. s-blok
b. p-blok c. d-blok d. f-blok?
21. Hoe kan men het uitzenden van licht in een lamp verklaren?
22. Wat verstaat men onder
a. de grondtoestand van een atoom?
b. de aangeslagen toestand van een atoom?
23. Hoe kan een atoom in de aangeslagen toestand komen?
13
2. HYBRIDISATIES
Inleiding
We hebben nu het hele verhaal gelezen over de orbitalen en weten nu dus hoe de elektronen binnen een atoom zijn gerangschikt. Voor de buitenste hoofdschil is, zoals we in dit hoofdstuk zullen merken, de werkelijkheid toch weer anders.
Het verschil tussen de scheikunde en de natuurkunde is dat scheikundigen vrijwel uitsluitend geïnteresseerd zijn in de buitenste hoofdschil van het atoom. De atoomkern en de binnenste elektronenschillen zijn voor de fysici.
Er vinden, ook tijdens chemische processen, nauwelijks veranderingen plaats in de atoomkern noch in de binnenste orbitals. Terwijl bij alle chemische processen juist de buitenste orbitalen steeds veranderen.
Ook hoe een stof eruit ziet wordt vaak bepaald door de buitenste elektronen.
De buitenste elektronen bepalen ook hoe de bindingen tussen atomen zullen zijn en daardoor van hoe een molecuul eruit ziet. We zullen in dit hoofdstuk verklaren van hoe de atoomorbitalen in de buitenste schil er dan wel uitzien en tegelijkertijd aangeven hoe deze atoomorbitals met atoomorbitals van andere atomen molecuulorbitals vormen. Deze molecuulorbitals noemen we dan bindingen.
Bindingen
Elektrovalente binding
We hebben reeds eerder geleerd dat als het verschil tussen de EN-waarden van 2 atomen welke samen een binding aangaan groter is dan 1,7 we van een
elektrovalente binding spreken ofwel een ionbinding. Het atoom met de hoogste EN- waarde trekt zo hard aan de elektronen dat het elektron van het atoom met de laagste EN-waarde volledig wordt weggetrokken door het atoom met de hoogste EN- waarde. Het elektron "verhuist" dus gewoon van het ene atoom naar het andere atoom. Er blijft een positief ion over en is er tevens een negatief ion gevormd. Door elektrostatische aantrekking gaan deze ionen een zeer sterke binding aan. Het kan zelfs zo zijn dat er meer dan één elektron "verhuist" en er dus 2- of 3-waardige ionen ontstaan. Voor de organische chemie is de elektrovalente binding niet erg
interessant.
Covalente en polair covalente binding
Bij deze bindingen ontstaat een binding tussen 2 atomen door het delen van elektronen. Er vindt een samensmelting plaats van atoomorbitals tot
molecuulorbitals. Elke molecuulorbital zal 2 elektronen bevatten.
Bij een polair covalente binding zullen de elektronen in die molecuulorbital wat meer in de richting van het atoom met de hoogste EN-waarde gaan, maar nooit zoals bij de elektrovalente binding geheel door dit atoom worden opgenomen. In de
organische chemie komen we vrijwel uitsluitend covalente of polair covalente bindingen tegen. Men gebruikt ook wel de term atoombinding.
14
Hokjesnotatie
Voordat we overgaan tot het uitleggen van hoe de atoomorbitals er in werkelijkheid uitzien, zullen we een andere notatiewijze voor de elektronenconfiguratie bekijken, de hokjesnotatie.
Bij deze notatie krijgt iedere orbital een apart hokje waarin 2 pijlen gezet kunnen worden die elektronen voorstellen. Afspraak is dan om één pijl omhoog en één pijl omlaag te tekenen ten teken dat één van de elektronen een spin (rotatie om de eigen as) rechtsom en het andere elektron een spin linksom heeft. Als er maar één elektron in een hokje staat, ofwel dat er maar één elektron in die orbital zit, tekenen we de pijl altijd, volgens afspraak, naar boven.
Verder worden orbitals welke een gelijke energie bezitten (bijvoorbeeld 2px, 2py en 2pz) getekend in hokjes die aan elkaar vast zitten.
Als er bijvoorbeeld 3 elektronen in de p-orbitals zitten, is via experimenten gebleken dat zij zoveel mogelijk zich zullen verdelen en zullen de drie hokjes van de p-
orbitalen elk één omhoog getekende pijl bevatten. Voorbeelden:
6C 1s2 2s2 2p2
1s 2s 2p
7N 1s2 2s2 2p3
1s 2s 2p
Bindingsmogelijkheden
Zoals eerder gemeld krijgen we molecuulorbitals (bindingen) door overlap van orbitals. Als we nu de hokjesnotatie voor koolstof bekijken, zien we slechts twee ongepaarde elektronen. Je zou hieruit kunnen afleiden dat koolstof een covalentie 2 heeft, ofwel maar twee bindingen kan aangaan. Uit het verleden weten we dat dit niet waar is. Koolstof heeft covalentie vier. De genoemde theorie wordt onderuit gehaald door wat in experimenten wordt aangetoond. Er moet dus iets anders aan de hand zijn.
Aangeslagen toestand
We zouden kunnen denken dat met een klein beetje energie een elektron uit de 2s orbital verhuist naar de 2p-orbital. We schrijven dan C* (uitspraak koolstof ster!), koolstof in een aangeslagen toestand. De hokjesnotatie zou er dan zo uitzien:
6C*
1s 2s 2p
15 Koolstof heeft nu covalentie 4 en zou dus 4 bindingen kunnen aangaan. Echter als we de vorm van de orbitalen bekijken, dan zouden we 3 gelijke bindingen
verwachten en 1 heel andere. Ook dit is niet zoals we uit experimenten hebben vastgesteld. De werkelijkheid moet dus nog anders zijn.
Hybridisaties
In de buitenste schil, zeg maar aan het oppervlak van het atoom, gebeuren allerlei processen met andere atomen. Daardoor is de wetmatigheid met de s- en de p- orbitalen niet zoals bij de binnenschillen. Elektronen zoeken de beste constructie om tot binding te komen. Door zover mogelijk uit te gaan wordt de onderlinge afstoting zo klein mogelijk, dit geldt des te sterker als de binding tot stand is gekomen.
Daardoor komt ook energie vrij en een systeem streeft naar een zo laag mogelijk potentieel energieniveau. Daardoor moet er t.o.v. het atoom op zich iets energie geïnvesteerd worden om later deze energie met rente terug te winnen. Daardoor zal het atoom bepaalde orbitals mengen (hybridiseren). Van dergelijke mengprocessen (hybridisaties) kennen we (bij de s- en de p-orbitals) 3 soorten. Omdat alleen de buitenste schil van belang is, worden bij de weergave via de hokjesnotatie alleen de orbitalen van de buitenste schil, de zogenaamde valentieschil, getekend.
sp3-hybridisatie
Bij deze vorm van hybridisatie worden één s-orbital en drie p-orbitalen
gehybridiseerd. Dit levert vanaf de aangeslagen toestand het volgende plaatje:
6C*
2s 2p
na hybridisatie:
sp3
Men noemt dit sp3-hybridisatie omdat er één s-orbital en drie p-orbitalen gemengd zijn tot vier gelijkwaardige sp3-orbitalen. Deze sp3-orbitalen hebben alle vier een ongepaard elektron die een molecuulorbital kan vormen met een andere atoomorbital met een ongepaard elektron.
16
Vorm van de sp
3-orbital
Afbeelding 2.1: sp3-orbital
Een sp3-orbital ziet eruit als een soort ballon die dichtbij de inblaasopening iets naar binnen toe wordt vastgehouden. Daardoor ontstaat een grote "flap" naar één kant en een klein "flapje" precies naar de andere kant.
Afbeelding 2.2: ruimtelijke tekening vier sp3-orbitalen
Voor de oriëntatie van de vier sp3-orbitalen in de ruimte zullen we alleen de grote
"flappen" bekijken. Als we zwaartelijnen door de 4 sp3-orbitalen trekken zullen de hoeken tussen die zwaartelijnen hoeken maken van 109,5.
Uiteraard zijn de sp3-orbitalen verdeeld in de ruimte, d.w.z. in drie dimensies.
Op deze wijze zullen de vier sp3-orbitalen zover mogelijk van elkaar weg staan.
Immers de elektronen in de sp3-orbitalen zullen elkaar door elektrostatische krach- ten, zover mogelijk afstoten.
De vorm die de orbitalen onderling maken, dus met hoeken van 109,5 noemt men een tetraëdrische structuur, of kortweg tetraëder.
sp
2-hybridisatie
Bij deze vorm van hybridisatie worden één s-orbital en twee p-orbitalen gehybridiseerd. Er blijft dan dus één p-orbital alleen over. Dit levert vanaf de aangeslagen toestand het volgende plaatje:
6C*
na hybridisatie:
2s 2p
sp2 p
17 Men noemt dit sp2-hybridisatie omdat er één s-orbital en twee p-orbitalen gemengd zijn tot drie gelijkwaardige sp2-orbitalen. Deze sp2-orbitalen hebben alle drie een ongepaard elektron die een molecuulorbital kan vormen met een andere atoomorbital met een ongepaard elektron. De overblijvende p-orbital kan dit ook.
Vorm van de sp
2-orbital
Afbeelding 2.3: sp2-orbital
Een sp2-orbital ziet er vrijwel hetzelfde uit als een sp3-orbital. De grote "flap" is misschien ietsjes kleiner en de kleine "flap" ietsjes groter, maar dit zal nauwelijks meetbaar zijn.
Oriëntatie van de sp
2-orbitalen
Afbeelding 2.4 Drie sp2-orbitalen in een plat vlak
Voor de oriëntatie van de drie sp2-orbitalen in de ruimte zullen we alleen de grote
"flappen" bekijken. Als we zwaartelijnen door de drie sp2-orbitalen trekken zullen de hoeken tussen die zwaartelijnen 120 bedragen.
De drie sp2-orbitalen liggen in een plat vlak en niet in de ruimte zoals de vier sp3- orbitalen. De sp2-orbitalen liggen dus in twee dimensies.
Op deze wijze staan de drie sp2-orbitalen zover mogelijk van elkaar weg.
Oriëntatie van de p-orbital
Afbeelding 2.5 p-orbital loodrecht op vlak
Terwijl de drie sp2-orbitalen in een plat vlak liggen, staat de overblijvende p-orbital loodrecht op dit vlak. De kleine flapjes van de sp2-orbitalen zijn hier wel te zien.
18
sp-hybridisatie
Bij deze vorm van hybridisatie worden één s-orbital en één p-orbital gehybridiseerd.
Er blijven dan dus twee p-orbitalen over. Dit levert vanaf de aangeslagen toestand het volgende plaatje:
6C*
na hybridisatie:
Men noemt dit sp-hybridisatie omdat er één s-orbital en één p-orbital gemengd zijn tot twee gelijkwaardige sp-orbitalen. Deze sp-orbitalen hebben beiden een
ongepaard elektron welke een molecuulorbital kan vormen met een andere atoomorbital met een ongepaard elektron. De p-orbitalen kunnen dit ook.
Vorm van de sp-orbital
Afbeelding 2.6: sp-orbital
Een sp-orbital ziet er vrijwel hetzelfde uit als een sp2- en een sp3-orbital. De grote
"flap" is misschien nog ietsjes kleiner dan bij de sp2-orbital en de kleine "flap" ietsjes groter, maar dit zal ook nauwelijks meetbaar zijn.
Oriëntatie van de sp-orbitalen
Afbeelding 2.7:Twee sp-orbitalen op een lijn
Voor de oriëntatie van de twee sp-orbitalen in de ruimte zullen we alleen de grote
"flappen" bekijken. Als we zwaartelijnen door de twee sp-orbitalen trekken zullen de hoeken tussen die zwaartelijnen hoeken maken van 180.
De twee sp-orbitalen liggen dus op een lijntje, ofwel in één dimensie.
Op deze wijze zullen de twee sp-orbitalen zover mogelijk van elkaar weg staan.
2s 2p
sp p
19
Oriëntatie van de p-orbitalen
Afbeelding 2.8:Twee p-orbitalen samen met twee sp-orbitalen
De twee sp-orbitalen liggen dus op een lijn. We zouden kunnen zeggen, als we een ruimtelijk assenstelstel bedenken, op de X-as. De ene orbital staat dan naar de positieve kant en de andere orbital naar de negatieve kant.De twee p-orbitalen hebben natuurlijk beiden een halterstructuur. De ene p-orbital (halter) staat dan loodrecht op de twee sp-orbitalen, dus loodrecht op de X-as, op de Y-as.De andere p-orbital staat ook loodrecht op de X-as, maar omdat p-orbitalen ook loodrecht op elkaar staan, ook loodrecht op de eerstgenoemde p-orbital. Daarom moet deze p- orbital (halter) op de Z-as liggen.
Andere atomen dan koolstof
De hybridisaties zijn niet beperkt tot koolstof. Voor alle atomen waarbij een covalente binding of een polair covalente binding in het verschiet ligt vindt hybridisatie plaats.
Soms echter is hybridisatie onmogelijk. Dit komt als door de opvulling alle
gehybridiseerde orbitals "vol" (d.w.z. gevuld met twee elektronen) zijn. In dat geval is hybridisatie niet mogelijk (zie 2.6.2 en 2.6.3). Een p-orbital kan in in atomaire
toestand nooit volledig gevuld zijn!
Stikstof
Stikstof heeft de volgende elektronenconfiguratie in hokjesnotatie:
7N
1s 2s 2p
sp
3-hybridisatie
In sp3 gehybridiseerde toestand ziet N er in hokjesnotatie er zo uit:
sp3
We zien dus dat één hokje volledig (2 elektronen) gevuld is. We noemen dit een vrij elektronenpaar.
20 Afbeelding 2.9:Vier sp3-orbitalen waarvan één met een vrij elektronenpaar gekoppeld met 3 s orbitalen.
De vorm van de orbital met het vrije elektronenpaar is "gewoon" net als de andere sp3-orbitalen. Omdat er twee elektronen in zitten zal de "flap" iets groter zijn dan als er slechts één elektron in zit. De vier sp3-orbitalen staan dus ook in een tetradrische vorm. Echter doordat het elektronenpaar iets meer ruimte inneemt is de hoek tussen de overige sp3-orbitalen "slechts" 107. Vaak noemt men dit niet een tetraëdrische vorm, maar een pyramidale vorm, omdat later alleen de orbitalen met ongepaarde elektronen een binding kunnen aangaan. Stikstof kan dus 3 bindingen aangaan. De covalentie van stikstof is drie.
sp
2-hybridisatie
In sp2-gehybridiseerde toestand ziet N er in hokjesnotatie er zo uit:
Ook hier is één hokje volledig gevuld en dus een vrij elektronenpaar. Let wel dit kan nooit de p-orbital zijn!
sp-hybridisatie
In sp-gehybridiseerde toestand ziet N er in hokjesnotatie er zo uit:
Ook hier is één hokje volledig gevuld en dus een vrij elektronenpaar. Dit kan nooit één van de p-orbitalen zijn.
sp2 p
sp p
21
Zuurstof
Zuurstof heeft de volgende elektronenconfiguratie in hokjesnotatie:
8O
1s 2s 2p
sp
3-hybridisatie
In sp3 gehybridiseerde toestand ziet O er in hokjesnotatie er zo uit:
sp3
We zien dus dat twee hokjes volledig (2 elektronen) gevuld zijn (vrije elektronenparen).
sp
2-hybridisatie
In sp2-gehybridiseerde toestand ziet O er in hokjesnotatie er zo uit:
Verder geldt vrijwel hetzelfde verhaal als bij stikstof.
sp-hybridisatie
In sp-gehybridiseerde toestand zou O er in hokjesnotatie zo uitzien:
Omdat we nu dus geen ongepaarde gehybridiseerde orbitals meer over hebben is deze vorm van hybridisatie voor zuurstof niet mogelijk.
sp2 p
sp p
22
Vragen
1. Hoe worden de buitenste elektronen genoemd?
2. Welke drie typen bindingen ken je?
3. Wat wordt onder elektrovalentie verstaan?
4. Wat wordt onder covalentie verstaan?
5. Geef duidelijk het verschil aan tussen een covalente en een polair covalente binding.
6. Wat wordt onder een atoombinding verstaan?
7. Wat wordt onder een ionbinding verstaan?
8. Hoeveel elektronen bevat een molecuulorbital.
9. Voor welke elektronen is het gebruik van de hokjesnotatie inzichtelijker dan de normale notatie?
10. Wat wordt onder de aangeslagen toestand verstaan?
11. Wat wordt onder hybridisatie verstaan?
12. Wat wordt onder sp3-hybridisatie verstaan?
13. Hoeveel sp3-orbitalen zijn er altijd?
14. Welke hoeken maken deze sp3-orbitalen met elkaar?
15. Hoe zijn de sp3-orbitalen t.o.v. elkaar georiënteerd?
16. Is sp3-hybridisatie mogelijk voor alle elementen? Geef een korte verklaring.
17. Hoe is de vorm van een sp3-orbital?
18. Hoeveel sp3-orbitalen kan een C-atoom hebben? Geef een korte verklaring.
19. Hoeveel sp3-orbitalen kan een N-atoom hebben? Geef een korte verklaring.
20. Is er iets bijzonders aan de hand met één van de sp3-orbitalen bij een N- atoom. Geef een korte verklaring.
21. Hoe zijn de sp3-orbitalen ruimtelijk georiënteerd?
22. Geldt dit voor C, N en O hetzelfde? Geef een korte verklaring.
23. Geef de sp3-hybridisatie voor F in hokjesnotatie.
24. Geef de sp2-hybridisatie voor C in hokjesnotatie.
25. Wat is de vorm van een sp2-orbital?
26. Hoeveel sp2-orbitalen zijn er altijd?
27. Welke hoeken maken deze sp2-orbitalen met elkaar?
28. Hoe zijn de sp2-orbitalen t.o.v. elkaar georiënteerd?
29. Hoe is de overblijvende p-orbital georiënteerd t.o.v. de sp2-orbitalen?
30. Chloor kan niet sp2-gehybridiseerd zijn. Leg dit uit.
31. Geef de sp-hybridisatie voor N in hokjesnotatie.
32. Wat is de vorm van een sp-orbital?
33. Hoeveel sp-orbitalen zijn er altijd?
34. Welke hoeken maken deze sp-orbitalen met elkaar?
35. Hoe zijn de sp-orbitalen t.o.v. elkaar georiënteerd?
36. Hoe is de twee overblijvende p-orbitalen georiënteerd t.o.v. de sp-orbitalen?
23
3. BINDINGEN
Inleiding
In dit hoofdstuk zullen we ingaan welke atoomorbitalen samen molecuulorbitals (bindingen) vormen en hoe het molecuul er dan dus uitziet. We zullen zien dat er 2 soorten bindingen zijn en dat er tussen 2 atomen één, twee of drie bindingen kunnen zijn.
Enkelvoudige bindingen tussen 2 atomen
We zullen hiervan een aantal voorbeelden geven, waardoor het duidelijk moet worden hoe te handelen met het beschrijven van structuren van onbekende verbindingen.
Binding tussen 2 gelijksoortige atomen
Waterstof H
2We weten dat beide H-atomen 1s-orbitalen hebben. Deze 1s-orbitals zijn beide gevuld met één elektron.
1H 1s
1H 1s
Als zij de 2 atoomorbitalen combineren vormen zij een molecuulorbital met 2 elektro- nen.
Afbeelding 3.1: molecuulorbital bij H2
Nu zijn er 2 soorten molecuulorbitalen, één met een energie-inhoud lager dan de energie-inhoud van beiden afzonderlijk en één met een energie-inhoud hoger dan de energie-inhoud van beiden afzonderlijk. Uiteraard geldt de molecuulorbital met de laagste energie.
24 Het lijntje tussen de 2 atoomorbitalen geeft dus aan dat deze 2 atoomorbitals samen een molecuulorbital hebben gevormd. Deze molecuulorbital is dus een binding
tussen de 2 atomen waterstof. De elektronen van de eerst afzonderlijke atoomorbitalen kunnen zich dus nu in de nieuw ge- vormde molecuulorbital bewegen.
Afbeelding 3.2: Ruimtelijke voorstelling H2-molecuul
Chloor
Cl2
Chloor heeft vier sp3-orbitalen, waarvan er drie vrije elektronenparen bevatten en één een ongepaard elektron.
17Cl sp3
We krijgen nu weer dat de 2 orbitalen met de ongepaarde elektronen een molecuulorbital kunnen vormen:
Cl2 heeft dus per chlooratoom 3 vrije electronenparen en 1 bindend electronenpaar
25 Stikstof N2
Zoals we in hoofdstuk 2 hebben gezien zijn er voor stikstof drie mogelijke hybrididsaties, sp3, sp2 en sp. In ieder geval hebben we te maken met drie
ongepaarde elektronen. Er zijn dus drie bindingen tussen de twee stikstofatomen. Als we te maken zouden hebben met sp3-hybridisatie, dan weten we dat de hoeken tussen de 4 sp3-orbitalen 109,5 zijn. Nu kunnen deze hoeken wel een beetje verbogen zijn, zoals we zien bij bepaalde cycloverbindingen, maar dat de hoeken tussen 3 sp3-orbitalen 0 zijn, dat is niet mogelijk. Dus is sp3-hybridisatie niet mogelijk. Hetzelfde geldt voor sp2-hybridisatie. Het moeten dan 2 sp2-orbitalen en een p-orbital betreffen of 3 sp2-orbitalen. Omdat we weten dat de hoeken tussen sp2-orbitalen 120 bedragen is dit niet mogelijk.
Blijft over de sp-hybridisatie. We gaan eerst eens kijken hoe dit met de hoekjesnotatie gaat.
7N
Er blijkt dat p-orbitalen alleen een molecuulorbital kunnen vormen met een andere p- orbital. We kunnen ons dit wel voorstellen, omdat dan 2 halters in elkaar schuiven.
Afbeelding 3.5: pi-binding
Dat betekent dat de twee sp-orbitalen ook samen een molecuulorbital moeten vormen.
7N
Afbeelding 3.6: molecuulorbitalen bij N2
Via de elektronenformule schrijven we: │N N│
sp p
26
Pi-binding
Als twee p-orbitalen samen een molecuulorbital vormen noemen we dit een pi- binding
(= π-binding). Deze binding kan dus alleen ontstaan tussen p-orbitalen! Zie afbeelding 3.5.
Sigma-binding
Alle andere bindingen zijn sigma-bindingen = σ-bindingen. Dit kunnen dus bindingen zijn tussen:
een sp3-orbital met een sp3-, dan wel sp2-, dan wel sp-, dan wel s-orbital een sp2-orbital met een sp3-, dan wel sp2-, dan wel sp-, dan wel s-orbital een sp-orbital met een sp3-, dan wel sp2-, dan wel sp-, dan wel s-orbital een s-orbital met een sp3-, dan wel sp2-, dan wel sp-, dan wel s-orbital Dubbele binding en drievoudige binding
Bij een dubbele binding is er dan dus altijd sprake van één σ-binding en één π- binding.
Bij een drievoudige binding is sprake van één σ-binding en twee π-bindingen.
27 Vragen
1.Gegeven het molecuul H2O.
a.Teken het molecuul met z'n molecuulorbitalen in hokjesschema.
b.Beschrijf de vorm van het molecuul.
c.Teken het molecuul in perspectief.
2.Gegeven het molecuul CH3Cl
a.Teken het molecuul met z'n molecuulorbitalen in hokjesschema.
b.Beschrijf de vorm van het molecuul.
c.Teken het molecuul in perspectief.
3.Gegeven het molecuul CO2
a.Teken het molecuul met z'n molecuulorbitalen in hokjesschema.
b.Beschrijf de vorm van het molecuul.
c.Teken het molecuul in perspectief.
d.Is dit molecuul polair? Geef een korte verklaring.
4.Gegeven het molecuul H2O2
a.Teken het molecuul met z'n molecuulorbitalen in hokjesschema.
b.Beschrijf de vorm van het molecuul.
c.Teken het molecuul in perspectief.
d.Is dit molecuul polair? Geef een korte verklaring.
5.Gegeven het molecuul HCN
a.Teken het molecuul met z'n molecuulorbitalen in hokjesschema.
b.Beschrijf de vorm van het molecuul.
c.Teken het molecuul in perspectief.
d.Is dit molecuul polair? Geef een korte verklaring.
28
Projectiemethoden
Meestal zullen we alkanen projecteren via een structuurformule. Dat kan zijn via de verkorte schrijfwijze (meestal) of via de volledige schrijfwijze.
Verkorte schrijfwijze van butaan:
CH3-CH2-CH2-CH3
Volledige schrijfwijze van butaan:
H H H H │ │ │ │ H - C - C - C - C - H │ │ │ │ H H H H
Er zijn ook diverse methoden ontwikkelt om ruimtelijke structuren duidelijker te kunnen weergeven. Eén zo'n methode is ontwikkeld door Newmann en wordt daarom de Newmann-projectie genoemd. Bij de Newmann-projectie wordt getekend zodanig dat men in de C-C-as "kijkt". De 3 overblijvende bindingen zien we dan aan de voorkant naar ons toe gericht. Buiten het rondje zien we dan nog de 3 naar achteren gerichte bindingen van het direct achterliggende C-atoom.
H CH
3
H CH
3
H H
H H
H H H H
Afbelding 4.1: Newmannprojectie van butaan gezien door C2-C3
We zullen deze Newmann-projectie nodig hebben in de volgende paragraaf.
Oriëntaties
Alkanen hebben alleen enkelvoudige bindingen. Enkelvoudige bindingen kunnen
"vrij" draaien. Daardoor verandert wel de oriëntatie van de atomen t.o.v. van elkaar.
We kunnen dit m.b.v. de Newmann-projectie laten zien. In de tekening laten we 2 verschillende oriëntaties van butaan zien.
H CH3
H CH3 H
H
H H
H H H
H H CH3
H CH3
H H
H H
H H
H H
Afbeelding 4.2: Newmannprojectie van butaan
In de linker tekening zien we een oriëntatie waarbij de H-atomen van de achter elkaar gelegen C-atomen zo ver mogelijk van elkaar verwijderd zijn. We noemen zo'n
29 oriëntatie een staggered oriëntatie. In de rechter tekening zien we een oriëntatie waarbij de H-atomen van de achter elkaar gelegen C-atomen achter elkaar liggen (om ze zichtbaar te maken hebben we ze net iets verschoven). Ze overlappen elkaar derhalve, we noemen zo'n oriëntatie een eclipsed oriëntatie.
Het moge duidelijk zijn dat de eclipsed oriëntatie energetisch ongunstiger is dan de staggered oriëntatie. Als de binding dus gedraaid wordt, moet wel de hoeveelheid energie die daarvoor nodig is worden opgebracht. Meestal gebeurt dit door botsingen van moleculen onderling. Het merendeel van de bindingen zullen een staggered oriëntatie t.o.v. elkaar hebben. In het hieronder getekende figuur zien we de draaiing rond de C-C-as t.o.v. de energie-inhoud van het molecuul.
E
Degrees of Rotation
300
60 120 180 240
0 360
Als we oriëntaties van bijvoorbeeld butaan bekijken door de binding van koolstofatoom 2 en koolstofatoom 3 zullen we merken dat als de CH3-groepen
"langs elkaar heendraaien" de energie-inhoud van het molecuul het ongunstigst is.
Dit is dus een eclipsed oriëntatie. Het energetisch gunstigst is de oriëntatie waarbij de CH3-groepen zover mogelijk van elkaar verwijderd zijn. Dit is een staggered oriëntatie.
