College aantekeningen Farmaceutische Chemie En Analyse (WMFA034-03)

Farmaceutische chemie en analyse (FCA)
Hoorcollege 1
Uitleg periodiek systeem
De volgende elementen moet je weten te plaatsen in het periodieksysteem
- Lithium, natrium, kalium, magnesium en calcium
- Ijzer, kobalt, nikkel, koper en zink
- Boor, koolstof, stikstof, zuurstof en fluor.
- Aluminium
- Fosfor en zwavel
- Hallogenen: fluor, chloor, broom en jood
- Edelgassen: helium, neon, argon, krypton, xenon en radon
Op basis van de plaats van deze elementen in het periodieksysteem kun je iets zeggen over de
eigenschappen van deze elementen.




Hoeveel bindingen kan een atoom aangaan?
Het aantal bindingen dat een atoom kan aangaan heeft te maken met het aantal valentie
elektronen.
• Fluor heeft 1 valentie elektron en kan 1 binding aangaan.
• Zuurstof heeft 2 valentie elektronen en kan 2 bindingen aangaan.
• Stikstof heeft 3 valentie elektronen en kan 3 bindingen aangaan.
• Koolstof heeft 4 valentie elektronen en kan 4 bindingen aangaan.

Naast het aantal valentie elektronen is de octetregel van belang.
Wil een element stabiel zijn dan moet het om zich heen 8
elektronen hebben. Zuurstof heeft 2 losse elektronen die een
binding vormen. Hierdoor ontstaat er een elektronenpaar en
bevinden zich om het zuurstof heen 8 elektronen. Hiermee
voldoet zuurstof aan de octetregel en daarmee wordt het stabiel.
Datzelfde geldt voor stikstof. Stikstof kan 3 bindingen aangaan en
voldoet zo aan de octetregel. Koolstof kan 4 bindingen aangaan
en voldoet zo aan de octetregel.




1

,Valentie elektronen
Valentie elektronen zijn de elektronen in de buitenste schil die een chemische binding kunnen
vormen. Door bindingen aan te gaan kan voldaan worden aan de octetregel. Door elektronen te
delen kan toch worden voldaan aan de edelgasconfiguratie.
- Boor heeft maar 3 valentie elektronen. Boor kan dus maar 3 bindingen aangaan en voldoet
daarmee niet aan de octetregel. Boor heeft dus 1 leeg orbitaal en heeft daardoor een relatief
hoge chemische reactiviteit. Boor kan reageren als lewis zuur, omdat hij plaats heeft om een
elektronenpaar te accepteren in het vrije orbitaal. Dit geldt ook voor aluminium.
- Edelgassen voldoen aan de octetregel. Ze hebben dus een gevulde buitenste schil. Ze hebben
daardoor een hele lage chemische reactiviteit.
- Waterstof heeft 1 elektron en kan dit makkelijk afstaan. Er ontstaat dan H+. Dit geldt ook
voor lithium, natrium en kalium.
- Berillium, magnesium en calcium kunnen 2 elektronen afstaan en zo in de 2+ toestand
komen.




Niet-polaire en polaire covalente bindingen
- Niet-polaire covalente binding = de gebonden atomen hebben dezelfde of vergelijkbare
elektronegativiteit.
- Polaire-covalente binding = de gebonden atomen hebben een verschillende
elektronegativiteit.
Als we een binding tussen twee verschillende atomen kan het zo zijn dat beide atomen een
verschillende elektronegativiteit hebben. De elektronegativiteit van een atoom geeft aan hoe sterk
een atoom aan zijn elektronen trekt. Het ene atoom trekt sterker aan zijn elektronen dan het andere.
Hebben we nu een binding tussen twee atomen waarbij het ene atoom sterker aan de elektronen
trekt dan de andere krijgen we een onevenredige verdeling van de elektronen tussen de beide
atomen. Hierdoor ontstaat er een dipool, waarbij het ene atoom meer negatieve lading heeft dan
het andere. Dit wordt aangegeven met een + en een -. - wil zeggen dat een atoom iets meer
negatieve lading heeft. + wil zeggen dat een atoom iets meer negatieve lading heeft.




2

,Elektronegativiteit en polaire bindingen
Atomen hebben een verschillende elektronegativiteit. In het periodiek systeem staan de atomen met
de relatief hoogste elektronegativiteit rechtsboven en met de laagste elektronegativiteit linksonder.
Als we dus weten wat de plaats is van het atoom in het periodieksysteem kun je ook een globale
inschatting maken van zijn elektronegativiteit en op basis daarvan kan de polariteit van een binding
ingeschat worden.




- Niet-polaire covalente binding: verschil in elektronegativiteit < 0,5
- Polaire covalente binding: verschil in elektronegativiteit 0,5 - 1,9
- ionogene binding: als het verschil in elektronegativiteit > 1,9 dan worden de elektronen niet
gedeeld. De atomen worden bij elkaar gehouden door de aantrekking van tegengestelde
ladingen.




S atomaire orbitalen
Een atomair orbitaal is het gebied van de ruimte rond de kern waar een elektron het meest geneigd
is om gevonden te worden. Als we een atoom hebben dan heeft de eerste schil 1s orbitaal. Een s
orbitaal heeft de vorm van een bol. De tweede schil van elektronen om een kern heen heeft ook een
s orbitaal. Dit s orbitaal heet nu 2s. Het 1 s orbitaal en het 2 s orbitaal kunnen beiden 2 elektronen
bevatten.




3

, De 3 p orbitalen
Echter in de tweede schil hebben we ook 3 p orbitalen. De p orbitalen hebben de vorm van een
halter. Deze halters hebben verschillende oriëntaties langs de verschillende assen van een
assenstelsel: x, y en z. De groene en blauwe delen geven de richting of de fase van het orbitaal aan.
De lobben van een p orbitaal hebben dus verschillende fasen.




Vorming van een sigma binding
Als we kijken naar een binding tussen 2 waterstofatomen en stel dat ieder waterstofatoom een
elektron inbrengt voor de binding dan zit dat elektron in het 1s orbitaal. Die 1s orbitalen gaan met
elkaar overlappen. Hierdoor ontstaat er een nieuw orbitaal.




Er is een bepaalde optimale afstand tussen de twee kernen waarbij de binding tot stand komt. Als de
binding langer wordt dan wordt hij verbroken. Als de binding korter wordt dan komen de beide
kernen te dichtbij elkaar. Dan gaan beide kernen elkaar afstoten. Er is dus een optimale afstand
waarbij de binding plaats zal vinden.




4