Chemie van geneesmiddelen
1 Atoom- & molecuulbouw
ELEKTRONENCONFIGURATIE
Energieniveaus bij verschillende orbitalen
Er zijn hier twee regels van toepassing:
- Pauli exclusion principle
Dit houdt in dat er niet meer dan twee elektronen in een orbitaal
kunnen zitten en deze hebben dan tegengestelde spin. Dit houdt in dat
het ene elektron rechtsom en het andere linksom draait en dat wordt
doorgaans weergegeven met pijltjes in tegengestelde richting: '↑' en '↓'.
- Regel van Hund
Deze houdt in dat bij een bepaald energieniveau zoveel mogelijk
verschillende orbitalen ieder bezet worden door 1 elektron en dat hun
spins dan parallel zijn.
ATOOMBINDINGEN
Ionogene binding
Deze binding bestaat uit ionen X+ & Y-. Ze hebben een hoog smelt- en
kookpunt. Een verbinding met deze binding heet een zout. Ze zijn goed
oplosbaar in water, omdat watermoleculen de geladen deeltjes goed kunnen
omringen met hun positieve/negatieve kant.
,Covalente binding
Deze binding wordt gevormd door het delen van elektronenparen door twee
atomen.
- Niet polair covalent: ‘’eerlijk delen’’ X : Y
- Polair covalent: ‘’oneerlijk delen’’ X+ : Y-
Bepaald door elektronegativiteit: mate van aantrekking van
elektronen door de atoomkern, ook wel inductie/inductieve effect
genoemd
Verschil in elektronegativiteit:
∆ EN < 0,4 = covalent
0,4 < ∆ EN < 1,6 = polair covalent
∆ EN > 1,6 = ionogeen
- Aard van een covalente binding: ontstaat door overlapping van twee
orbitalen
Vorming ‘’molecular orbital’’: lager energieniveau
Vorming ‘’anti-bindende orbitaal’’: hoger energieniveau
Lewis dot structuur
Structuurformules met alleen vrije elektronen
- Aantal elektronen in valentieschil berekenen per atoom
- Plaatsen van totaal aantal elektronen en houden aan octetregel: atoom
mag door maximaal 8 elektronen omringd zijn.
- Formele lading = [aantal valentie elektronen van het vrije atoom] -
[helft bindingselektronen] - [aantal niet-bindende elektronen]
Dipoolmoment (µ)
Kwantitatieve & directionele maat voor de polariteit van een molecuul (of
binding). Het hangt af van de vorm van een molecuul en zegt tegelijkertijd
iets erover.
- µ=e∙d
µ dipoolmoment in Debye (D)
e grootte van partiële positieve/negatieve lading
d afstand tussen twee ladingen
Moleculen met dubbele bindingen
- Dieen: verbinding met twee dubbele bindingen
- Polyeen: verbinding met meerdere dubbele bindingen
- Geïsoleerde dubbele binding: dubbele binding is gescheiden door
meerdere enkele bindingen C = C – C – C = C
- Geconjugeerde dubbele binding: dubbele binding is gescheiden door
één enkele binding C = C – C = C – C = C
- Gecumuleerde dubbele binding: dubbele bindingen zitten meteen aan
elkaar C = C = C = C
, Absorptie van licht door dubbele bindingen
Energie van een lichtfoton wordt geabsorbeerd door een elektron. Deze komt
terecht in de aangeslagen toestand. Dat gaat makkelijker als er meer
geconjugeerde dubbele bindingen zijn. Dan is er minder energie nodig en het
vindt plaats bij een grotere golflengte. Dit wordt weergegeven door de wet
van Lambert-Beer:
- A=ℇ×c×l
A absorptie
ℇ extinctiecoëfficiënt in mol L-1 cm -1
c concentratie in mol L-1
l weglengte meetcel
HYBRIDISATIE
Hybridisatietoestanden
- sp drievoudige binding met bindingshoek 180°
- sp2 dubbele binding met bindingshoek 120°
- sp3 enkele binding met bindingshoek 109,5°
Soorten bindingen
- Pi-bindingen: dubbele of drievoudige bindingen in een structuurformule
- Sigma-bindingen: enkele bindingen in een structuurformule
1 Atoom- & molecuulbouw
ELEKTRONENCONFIGURATIE
Energieniveaus bij verschillende orbitalen
Er zijn hier twee regels van toepassing:
- Pauli exclusion principle
Dit houdt in dat er niet meer dan twee elektronen in een orbitaal
kunnen zitten en deze hebben dan tegengestelde spin. Dit houdt in dat
het ene elektron rechtsom en het andere linksom draait en dat wordt
doorgaans weergegeven met pijltjes in tegengestelde richting: '↑' en '↓'.
- Regel van Hund
Deze houdt in dat bij een bepaald energieniveau zoveel mogelijk
verschillende orbitalen ieder bezet worden door 1 elektron en dat hun
spins dan parallel zijn.
ATOOMBINDINGEN
Ionogene binding
Deze binding bestaat uit ionen X+ & Y-. Ze hebben een hoog smelt- en
kookpunt. Een verbinding met deze binding heet een zout. Ze zijn goed
oplosbaar in water, omdat watermoleculen de geladen deeltjes goed kunnen
omringen met hun positieve/negatieve kant.
,Covalente binding
Deze binding wordt gevormd door het delen van elektronenparen door twee
atomen.
- Niet polair covalent: ‘’eerlijk delen’’ X : Y
- Polair covalent: ‘’oneerlijk delen’’ X+ : Y-
Bepaald door elektronegativiteit: mate van aantrekking van
elektronen door de atoomkern, ook wel inductie/inductieve effect
genoemd
Verschil in elektronegativiteit:
∆ EN < 0,4 = covalent
0,4 < ∆ EN < 1,6 = polair covalent
∆ EN > 1,6 = ionogeen
- Aard van een covalente binding: ontstaat door overlapping van twee
orbitalen
Vorming ‘’molecular orbital’’: lager energieniveau
Vorming ‘’anti-bindende orbitaal’’: hoger energieniveau
Lewis dot structuur
Structuurformules met alleen vrije elektronen
- Aantal elektronen in valentieschil berekenen per atoom
- Plaatsen van totaal aantal elektronen en houden aan octetregel: atoom
mag door maximaal 8 elektronen omringd zijn.
- Formele lading = [aantal valentie elektronen van het vrije atoom] -
[helft bindingselektronen] - [aantal niet-bindende elektronen]
Dipoolmoment (µ)
Kwantitatieve & directionele maat voor de polariteit van een molecuul (of
binding). Het hangt af van de vorm van een molecuul en zegt tegelijkertijd
iets erover.
- µ=e∙d
µ dipoolmoment in Debye (D)
e grootte van partiële positieve/negatieve lading
d afstand tussen twee ladingen
Moleculen met dubbele bindingen
- Dieen: verbinding met twee dubbele bindingen
- Polyeen: verbinding met meerdere dubbele bindingen
- Geïsoleerde dubbele binding: dubbele binding is gescheiden door
meerdere enkele bindingen C = C – C – C = C
- Geconjugeerde dubbele binding: dubbele binding is gescheiden door
één enkele binding C = C – C = C – C = C
- Gecumuleerde dubbele binding: dubbele bindingen zitten meteen aan
elkaar C = C = C = C
, Absorptie van licht door dubbele bindingen
Energie van een lichtfoton wordt geabsorbeerd door een elektron. Deze komt
terecht in de aangeslagen toestand. Dat gaat makkelijker als er meer
geconjugeerde dubbele bindingen zijn. Dan is er minder energie nodig en het
vindt plaats bij een grotere golflengte. Dit wordt weergegeven door de wet
van Lambert-Beer:
- A=ℇ×c×l
A absorptie
ℇ extinctiecoëfficiënt in mol L-1 cm -1
c concentratie in mol L-1
l weglengte meetcel
HYBRIDISATIE
Hybridisatietoestanden
- sp drievoudige binding met bindingshoek 180°
- sp2 dubbele binding met bindingshoek 120°
- sp3 enkele binding met bindingshoek 109,5°
Soorten bindingen
- Pi-bindingen: dubbele of drievoudige bindingen in een structuurformule
- Sigma-bindingen: enkele bindingen in een structuurformule
