Inhoud ALGEMENE BEGRIPPEN ........................................................................................................................... 2 Kenmerken van koolstofverbindingen ................................................................................................ 2 Formules .............................................................................................................................................. 5 Isomeren.............................................................................................................................................. 7 Conformeren ..................................................................................................................................... 12 INTERMOLECULAIRE KRACHTEN ........................................................................................................... 15 Polaire atoombindingen .................................................................................................................... 15 Polaire en apolaire moleculen ........................................................................................................... 16 Belangrijkste soorten intermoleculaire krachten.............................................................................. 18 Geïnduceerde dipool–geïnduceerde dipoolinteracties .............................................. 18 Dipool–geïnduceerde dipoolinteracties ........................................................................... 19 Dipool-dipoolinteracties ........................................................................................................ 19 Waterstofbrugkrachten ......................................................................................................... 20 Ion-dipoolinteracties.............................................................................................................. 20 Ion-ioninteracties.................................................................................................................... 21 ZUREN EN BASEN ........................................................................................................................... 22 Bronsted-Lowry theorie ............................................................................................................ 22 zuur-base gedrag van organische functies in water ..................................................... 23 Factoren die het zuur gedrag beïnvloeden ....................................................................... 26 De vergelijking van Henderson-Hasselbalch .................................................................... 30 ORGANISCHE REACTIES .............................................................................................................. 31 1.
Indeling op basis van de bindingsdoorbraak ....................................................... 31
2.
Indeling op basis van het aanvallend reagensdeeltje ...................................... 32
3.
Indeling op basis van het reactietype .................................................................... 34
4.
Reactiemechanismen van enkele organische verbindingsklassen ............... 42
a.
Nucleofiele substitutiereacties SN ........................................................................................ 42
stabiliteit van het carbokation bij een SN1 reactiemechanisme ........................... 45 sterische effecten.................................................................................................................... 46 nucleofiel .................................................................................................................................... 47 leaving group / uittredende groep ................................................................................... 48 solvent ........................................................................................................................................ 48 2.
Nucleofiele additie-eliminatie reacties van carbonzuur(derivaten) leiden tot ..................... 51
3.
Eliminatiereacties .................................................................................................................. 55
1
4. Elektrofiele additiereacties........................................................................................................ 58 5. Nucleofiele additiereacties ........................................................................................................ 60
ALGEMENE BEGRIPPEN Kenmerken van koolstofverbindingen De koolstofverbindingen: - zijn hoofdzakelijk opgebouwd uit een beperkt aantal elementen: C, H, O, N, S, P, … - bevatten voornamelijk atoombindingen. - kunnen zeer veel atomen bevatten. Je spreekt dan van macromoleculen. - bestaan uit zeer veel verschillende moleculen. Dit komt door: - het voorkomen van maximaal vier bindingspartners rond elk C-atoom. - de verschillende bindingsmogelijkheden bij C-atomen. Het C-atoom kent verschillende hybridisatievormen
2
enkelvoudige binding = σ-binding vb bij C-H, C-C, C-O, C-N voorbeeld: ethaan CH3-CH3 SG(H) = 1: geen hybridisatie
SG(C) = 4: sp³-hybridisatie
dubbele binding = σ + π- binding vb C=C, C=O, C=N etheen CH2=CH2 SG(H) = 1: geen hybridisatie
SG(C) = 3: sp²-hybridisatie
driedubbele binding = σ + 2 π- bindingen vb C≡C, C≡N ethyn CH≡CH SG(H) = 1: geen hybridisatie
SG(C) = 2: sp-hybridisatie
3
- de C-atomen kunnen onderling binden en ketens vormen. De open ketens noem je acyclische verbindingen. Deze kunnen onvertakt of vertakt zijn. Gesloten of ringvormige ketens noem je cyclische verbindingen. Deze worden verder ingedeeld in alicyclisch (= niet aromatisch) en aromatisch. Ook deze kunnen onvertakt of vertakt zijn. Voorbeelden: acyclische verbindingen: O
onvertakt
vertakt
cyclische verbindingen:
N
O
alicyclisch
aromatisch
- carbocyclische verbindingen bevatten uitsluitend C-atomen in de ring - heterocyclische verbindingen bevatten in de ring ook nog andere atomen dan C. - de verschillende combinatiemogelijkheden bij aanwezigheid van één of meerdere heteroatomen (O, N, S, …). Voorbeelden van verbindingen met 1 O-atoom: H
H
C H
H
O H
H
C
O H H
H C
H
O H
C H
H H
H H C
C O
C
H H
4
Formules Door het mogelijk voorkomen van isomeren wordt een koolstofverbinding meestal niet door een molecuulformule voorgesteld maar wel door een structuurformule. Dit onder de vorm van een vlakke of ruimtelijke afbeelding of een drie dimensionaal molecuulmodel. •
De molecuulformule of brutoformule geeft slechts informatie over het aantal en het soort atomen. Het bevat geen informatie over de rangschikking van de atomen in de molecule. De conventie bij een brutoformule is: vooraan staat koolstof (C), dan waterstof (H), en vervolgens de rest van de elementen alfabetisch geordend op elementsymbool. Voorbeelden: C4H10, C2H4O2, C6H12O6 Deze voorstellingswijze wordt slechts weinig toegepast omwille van mogelijke isomeren. Alleen wanneer de inwendige molecuulstructuur onbelangrijk is of voor kleine moleculen waarvan geen isomeren voorkomen wordt deze voorstellingswijze gebruikt.
•
De structuurformule geeft informatie over het aantal en het soort atomen én de rangschikking van deze atomen in de molecule. Deze voorstelling kan in meer of mindere mate gedetailleerd zijn. Voorbeelden: →
H O H C C O H H
steeds minder details
H O H C C O H H
Lewisformule
gewone structuurformule
O H3C C OH
vereenvoudigde structuurformules
CH3COOH O OH
skeletnotatie
De skeletnotatie wordt vaak gehanteerd voor ingewikkelde en/of grote moleculen. In deze notatie worden de C- en de H-atomen die deel uitmaken van het C-skelet weggelaten. Men schrijft echter wel de symbolen van de hetero-atomen en de hieraan gebonden H-atomen. De geometrie van de keten wordt voorgesteld door bindingsstreepjes die de σ- en de π-bindingen tussen de C-atomen weergeven.
5
• Het driedimensionaal molecuulmodel geeft informatie over het aantal, het soort atomen én de rangschikking van deze atomen in de molecule waarbij er rekening gehouden wordt met de reële bindingshoeken. Voorbeelden: O
binding gelegen in het vlak van het blad:
OH,
binding naar voor gericht: binding naar achter gericht:
H HC H
O C O H
eenvoudige voorstelling staafmodel Vaak worden meervoudige bindingen hierbij niet expliciet weergegeven. bol-staafmodel Vaak worden meervoudige bindingen hierbij niet expliciet weergegeven. bolschilmodel
6
Isomeren Isomerie is het verschijnsel waarbij verschillende stoffen uit eenzelfde aantal atomen opgebouwd zijn. Isomeren zijn stoffen met dezelfde molecuulformule maar met een andere driedimensionele structuur en andere eigenschappen. isomeren
structuurisomeren
plaatsisomeren
stereoisomeren
ketenisomeren
enantiomeren
diastereomeren
cis/trans isomeren E/Z isomeren
epimeren
...
Men spreekt van structuurisomerie wanneer de moleculen van de isomeren onderling verschillen in structuurformule. Er wordt onderscheid gemaakt tussen: - ketenisomeren: deze verschillen enkel in de bouw van de C-keten Voorbeeld:
- plaatsisomeren: deze verschillen in de plaats van een atoom, atoomgroep of een meervoudige koolstof-koolstofbinding. Voorbeeld:
Keten- en plaatsisomerie treden vaak tegelijk op. Voorbeeld: O
O
7
Men spreekt van stereo-isomerie wanneer de isomeren onderling uitsluitend verschillen door de driedimensionale schikking van hun atomen in de ruimte. Zo onderscheidt men: - enantiomeren: dit zijn niet-identieke moleculen die elkaars spiegelbeeld zijn. Dit komt voor bij aanwezigheid van een C-atoom dat omringd is door vier verschillende atomen of atoomgroepen. De ruimtelijke schikking van de vier bindingspartners rond dit chirale of asymmetische C-atoom kan aanleiding geven tot twee isomeren die elkaars spiegelbeeld zijn. Voorbeeld:
Niettegenstaande de kleine verschillen in fysische en chemische eigenschappen is de verschillende ruimtelijke structuur erg belangrijk in de organismen. Vaak is slechts één bepaald stereo-isomeer biologisch actief. uitbreiding: R,S-systeem - diastereomeren: dit zijn stereomeren die geen enantiomeren zijn. Een bijzonder geval hierbij zijn de cis-trans isomeren. Cis-trans-isomerie komt voor bij verbindingen waarbij rotatie om een binding tussen twee atomen belemmerd is. Groepen die aan die twee atomen gebonden zijn, kunnen aan dezelfde zijde van de binding (cis-isomeer) of aan tegenovergestelde zijden (trans-isomeer) geplaatst zijn. Voorbeeld: H
H
Cl Cl cis-1,2-dichlooretheen
H
Cl
Cl H trans-1,2-dichlooretheen
Uitbreiding: E,Z-systeem Epimeren zijn diastereomeren waarbij in precies één asymmetrisch koolstofatoom de configuratie omgekeerd is. De term epimeer wordt vooral gebruikt in de suikerchemie.
8
Voorbeeld: O
O
HO
HO OH
HO
OH HO
OH OH
OH OH
D-glucose en D-galactose zijn C-4 epimeren van elkaar
R,S-systeem Om de configuratie van een chiraal centrum weer te geven werd door Cahn, Ingold en Prelog een systeem uitgewerkt dat universeel gebruikt wordt: het CIP-systeem. Om die werkwijze toe te lichten noemen we de vier atoomgroepen die aan het chirale C-atoom gebonden zijn respectievelijk a, b ,c en d. Aan die groepen wordt een hiërarchie toegekend volgens de regels die hierna volgen. We veronderstellen even dat de waarde van de groepen afneemt van a naar d: d < c < b < a. Het chirale centrum wordt bekeken van tegenover de groep met de laagste waarde (d). Als de overgang van de drie andere groepen in dalende hiërarchische waarde (a b c) een beweging tegen de draaizin van de wijzers van een uurwerk teweegbrengt, spreken we van een Sconfiguratie. Sinister is Latijn voor links.
Als de overgang van de drie andere groepen in dalende hiërarchische waarde (a b c) een beweging in de draaizin van de wijzers van een uurwerk teweegbrengt, spreken we van een Rconfiguratie.
[bron: General chemistry]
Rectus is Latijn voor rechts.
9
Regels om de hiërarchie te bepalen van de verschillende atomen of atoomgroepen: atomen die aan het chirale C-atoom gebonden zijn, krijgen een waarde volgens hun atoomnummer. voorbeeld: S > P >O > N > C > H als twee dezelfde atomen aan het chirale centrum gebonden zijn, wordt er rekening gehouden met het volgende eraan gebonden atoom. H
voorbeeld:
H
H
C
C
H
H
H
>
H
C H
dubbele bindingen tellen als twee enkelvoudige bindingen. Drievoudige bindingen tellen als 3 enkelvoudige bindingen. Voorbeeld: C=O telt als O-C-O Voorbeeld: De systematische naam voor D-glucose is (2R,3S,4R,5R)-2,3,4,5,6-pentahydroxyhexanal O
HO OH HO OH OH
10
E,Z–systeem Als de twee dubbel gebonden C-atomen drie of vier verschillende groepen dragen, is het niet altijd duidelijk welke groepen met elkaar vergeleken moeten worden. Daarom; een alternatief systeem volgens UIPAC: E,Z–systeem.Eerst wordt de hiërarchie/prioriteit bepaald van de verschillende atomen of atoomgroepen. Hiervoor worden opnieuw de regels opgesteld door Cahn, Ingold en Prelog gebruikt. De isomeer waarin de twee groepen met de hoogste prioriteit aan dezelfde kant van de dubbele binding staan, wordt gekenmerkt met een Z.
hoge prioriteit
hoge prioriteit C
lage prioriteit
De isomeer waarin de twee groepen met de hoogste prioriteit aan een verschillende kant van de dubbele binding staan, wordt gekenmerkt met een E.
hoge prioriteit
C
lage prioriteit C
lage prioriteit
Z-isomeer
Zusammen is Duits voor samen
lage prioriteit
C hoge prioriteit
E-isomeer
Entgegen is Duits voor tegen
11
Conformeren Conformeren = verschillende conformaties van een bepaald molecule. Conformatie = driedimensionale vorm op een bepaald ogenblik. De ene conformatie kan overgaan naar een andere door rotatie rond de σ-bindingen. Voorbeeld 1: ethaan In onderstaande figuur bekijken we een van de vele mogelijke conformaties van een CH3-CH3 molecule. (a) De ruimtelijke schikking van de H-atomen kan duidelijk weergegeven worden indien het molecule langs de C-C-as bekeken wordt.
(b) Bekeken vanuit deze richting zit het tweede C-atoom verscholen achter het eerste C-atoom. De bindingen met H-atomen zijn wel zichtbaar. (c) In de Newman projectie wordt het voorste C-atoom gelokaliseerd op de plaats waar de 3 C-H-bindingen samenkomen. Het achterste C-atoom wordt gesuggereerd door cirkel. De bindingen met dit achterste C-atoom worden weergegeven vanaf deze cirkel. De twee extreme conformaties voor het CH3-CH3 molecule zijn:
alternerend
verdoken
Om de achterste C-H-bindingen zichtbaar te maken in de verdoken vorm, worden ze een beetje uit positie weergegeven bij de Newman projectie. In de alternerende conformatie zijn de H-atomen zo ver mogelijk van elkaar verwijderd. Bij de verdoken conformatie liggen ze zo dicht mogelijk bij elkaar. Dit is energetisch minder gunstig. De energie die nodig is om van de alternerende naar de verdoken conformatie over te gaan, bedraagt 12,0
12
kJ/mol. Er is dus een energie-barrière om over te gaan van de alternerede naar de verdoken conformatie. Deze energie-barrière wordt bij kamertemperatuur gemakkelijk overwonnen. Er is daardoor vrije rotatie mogelijk.
Voorbeeld 2: butaan Enkele mogelijke conformaties in een CH3-CH2-CH2-CH3-molecule: - ter hoogte van C1-C2-binding of C3-C4-binding:
- ter hoogte van C2-C3-binding:
13
De hoge energie-inhoud van het butaan molecule in de volledig verdoken of “totally eclipsed” conformatie wordt veroorzaakt door interferentie tussen de twee methyl (-CH3) groepen. We speken over sterische hinder.
Ringconformatie C-atomen met SG = 4 hebben bindingshoeken van 109,5°. Een vlakke structuur is in een cyclische verbinding daarom niet mogelijk. Voorbeeld: mogelijke conformeren voor cyclohexaan envelopconformatie = halve stoel bootconformatie gedraaide bootconformatie stoelconformatie De boot- en envelopvorm vormen overgangstoestanden tussen de gedraaide vormen onderling en tussen de gedraaide vormen en stoelvorm. Ze kunnen niet geïsoleerd worden. De gedraaide bootvorm is minder stabiel dan de stoelconformatie. In laagste energietoestand van de stoelvorm bevinden 6 van de 12 waterstofatomen zich in een axiale positie (de in figuur rood gekleurd). De C-Hbindingen zijn parallel en steken naar onder en boven uit de ringstructuur. De andere 6 staan in een equatoriale positie (blauw gekleurd). Zij wijzen vanuit de omtrek van de ring naar buiten. Daarnaast geldt dat op elk koolstofatoom één waterstofatoom ten opzichte van de ander naar "boven" staat (of in ieder geval meer naar boven), en de ander dus naar beneden.
14
INTERMOLECULAIRE KRACHTEN Intramoleculaire krachten zijn de chemische bindingskrachten tussen de atomen van een atoomverbinding. Ze bepalen de stabiliteit van een binding en de chemische eigenschappen van stoffen. Intermoleculaire krachten zijn krachten tussen moleculen onderling. Ze zijn zwakker dan de intramoleculaire krachten en bepalen de fysische eigenschappen van stoffen. Bij atoomverbindingen kunnen naargelang de aard van de moleculen verschillende intermoleculaire krachten voorkomen. Deze syllabus bespreekt de dispersiekrachten, geïnduceerde dipool-dipoolinteracties, dipoolkrachten, waterstofbrugkrachten, ion-dipoolinteracties en ion-ion-interacties. Bij ionverbindingen en metalen bestaan geen moleculen. De intra- en intermoleculaire krachten zijn dezelfde roosterkrachten.
Polaire atoombindingen Met uitzondering van enkelvoudige stoffen vertonen atoombindingen voor een bepaald percentage een ionair karakter. Er ontstaat een polaire atoombinding. Het verschil in EN-waarde tussen de gebonden atomen kan men gebruiken om het ionair karakter te voorspellen. Hoe groter het verschil in EN-waarde, hoe groter het ionair karakter zoals weergegeven in de figuur
Figuur: Verband tussen het ionair karakter van een binding en het verschil in elektronegatieve waarde van de gebonden elementen. Een polaire binding ontstaat wanneer twee atomen met verschillende EN-waarde een binding aangaan. De bindingselektronen verschuiven meer naar het atoom met de grootste EN-waarde. Hierbij ontstaat een dipool waarbij het meest elektronegatieve atoom een partieel negatieve en het minst elektronegatieve een partieel positieve lading krijgt. De verschuiving van de bindingselektronen is
15
groter naarmate het verschil in EN-waarde toeneemt. Verder zijn de elektronen van een π-binding zijn meer beweeglijk dan deze van een σ-binding. Elke partieel negatieve lading duid je in een lewisformule aan met het symbool δ, een partieel positieve lading met δ+. Voorbeelden: HCl heeft één polaire binding en H2O twee..
Bij een apolaire binding is het verschil in EN-waarde van de bindende atomen nul. Er is geen blijvend dipool aanwezig.
De sterkte van een dipool wordt weergegeven met het dipoolmoment µ. Het dipoolmoment van een binding komt overeen met de grootte van de lading op elk atoom vermenigvuldigd met de afstand tussen beide ladingen. µ=Qxr Het dipoolmoment wordt uitgedrukt in debye, D Tabel: Dipoolmoment van enkele veel voorkomende bindingen binding H–C H–N H–O H–F H – Cl H – Br H–I
µ (D) 0,4 1,3 1,5 1,7 1,1 0,8 0,4
binding C–C C–N C–O C–F C – Cl C – Br C-I
µ (D) 0 0,2 0,7 1,6 1,5 1,4 1,2
Polaire en apolaire moleculen Het dipoolmoment van een molecule met slechts één atoombinding komt overeen met het dipoolmoment van de binding. Wanneer er meerdere atoombindingen in het molecule aanwezig zijn is het dipoolmoment van het molecule afhankelijk van het dipoolmoment van alle aanwezige polaire bindingen en van de geometrie van het molecule. Het moleculair dipoolmoment kan geschat worden door de individuele vectoren van de dipoolmomenten op te tellen.
16
Een polaire molecule of dipoolmolecule is een molecule met een positieve en een negatieve pool. Voorbeeld: In H2O komen twee polaire bindingen voor, voorgesteld door de groene ladingsvectoren. De som van de ladingsvectoren wordt in het rood weergegeven. Deze ≠ 0; H2O is een polair molecule.
H2O is een polair molecule. De som (rood) van de ladingsvectoren (groen) ≠ 0 Een molecuul is elektrisch gepolariseerd als de elektrische lading binnen het molecuul niet evenredig is verdeeld. Dit kan gevisualiseerd worden via electrostatic potential maps waarbij een kleurcode de lading weergeeft. Voorbeeld:
Een molecule die niet polair is, noemt men een apolaire molecule. Voorbeeld: In CO2 komen vier polaire bindingen voor, voorgesteld door groene ladingsvectoren. De som van de ladingsvectoren = 0. CO2 is een apolair molecule.
CO2 is een apolair molecule. De som van de landingsvectoren = 0.
17
Belangrijkste soorten intermoleculaire krachten Geïnduceerde dipool–geïnduceerde dipoolinteracties Geïnduceerde dipool–geïnduceerde dipoolinteracties noemt men Londonkrachten of dispersiekrachten. Het zijn aantrekkingskrachten tussen apolaire moleculen die het gevolg zijn van de beweging van elektronen binnen de moleculen.
Polariseerbaarheid is de mate waarin de elektronenwolk van een atoom of molecule vervormd kan worden in aanwezigheid van een elektrisch veld. De figuur geeft weer hoe een atoom in aanwezigheid van een elektrisch veld kan gepolariseerd worden. De elektronen zijn dan niet meer symmetrisch verdeeld rond de atoomkern.
wordt tijdelijk (rechts) Symmetrische verdeling van de elektronenwolk van een atoom in afwezigheid van een elektrisch veld. (links) Asymmetrische verdeling van de elektronenwolk van een atoom in aanwezigheid van een elektrisch veld. De polariseervaarheid neemt toe naarmate er meer elektronen aanwezig zijn. Verder zijn elektronen in π-binding doorgaans eenvoudiger te polariseren dan de elektronen van een σ-binding. Ook de vorm van het molecuul is van belang: hoe beter de moleculen elkaar kunnen benaderen (onder andere dankzij een groot contactoppervlak en een regelmatige vorm), hoe groter de polariseerbaarheid.
Gemiddeld gezien zijn de elektronen bij apolaire moleculen symmetrisch verdeeld. Wanneer twee moleculen elkaar naderen, kunnen er op een bepaald moment meer elektronen aan de ene kant van het molecule zijn dan aan de andere kant. Er ontstaat kortstondig een geïnduceerd dipool in de molecule dat dan een uitwendig elektrisch veld opwekt. Hierdoor zal er onmiddellijk in een naburig molecule een elektronenverschuiving optreden. Er ontstaat een tijdelijke aantrekking tussen de moleculen zoals weergegeven in onderstaande figuur.
Voorkomen van dispesiekrachten als gevolg van geïnduceerde dipoolgeïnduceerde dipool interactie.
18
Dispersiekrachten komen voor tussen alle soorten atomen en moleculen vermits elk atoom en molecule elektronen bevat.
Hoe meer elektronen voorkomen in het atoom of molecule, hoe groter de polariseerbaarheid en hoe sterker de dispersiekrachten worden. Hierdoor zullen smelt- en kooktemperaturen toenemen bij toenemende atoom- of molecuulmassa. Ook de vorm van moleculen speelt een rol bij de krachtwerking. Hoe groter het contactoppervlak tussen de moleculen, hoe sterker de dispersiekrachten worden. Dipool–geïnduceerde dipoolinteracties Wanneer een apolair molecule en een polair molecule elkaar naderen, zal er een geïnduceerd dipool in het apolaire molecule ontstaan. Er treedt een dipool– geïnduceerde dipoolinteractie tussen de moleculen op. Deze krachtwerking is groter dan de geïnduceerde dipool–geïnduceerde dipoolinteractie. Voorbeeld: een dipool-geïndiceerde dipoolinteractie tussen O2 en H2O.
Dipool-dipoolinteracties Dipoolkrachten ontstaan tussen polaire moleculen. De partieel positieve kant van de ene molecule wordt aangetrokken door de partieel negatieve kant van de andere molecule. Deze ordening maakt dat sommige stoffen vloeibaar of vast zijn bij temperaturen hoger dan normaal verwacht.
In tegenstelling tot geïnduceerde dipolen ontstaan de polaire bindingen door elektronenverschuiving in een atoombinding, en niet in het gehele molecule. Dipool–dipoolinteracties treden naast de steeds aanwezige dispersiekrachten in een molecule op.
19
Wanneer men stoffen vergelijkt met gelijkaardige molecuulmassa zullen dipooldipoolinteracties grote verschillen kunnen veroorzaken stofeigenschappen zoals kook- en smelttemperatuur. Wanneer men stoffen vergelijkt met een groot verschil in molecuulmassa zijn de dispersiekrachten meestal belangrijker dan de dipoolkrachten. Waterstofbrugkrachten Waterstofbrugkrachten ontstaan tussen moleculen waarin een waterstofatoom gebonden is aan stikstof, zuurstof of fluor. Het zijn een speciale soort dipoolkrachten. Stikstof, zuurstof en fluor zijn kleine atomen met een grote EN-waarde. Ze oefenen een sterke aantrekkingskracht uit op de bindingselektronen. De kern van het waterstofatoom komt gedeeltelijk vrij. Dit zorgt ervoor dat de partieel positieve lading op waterstof zeer groot is. Daardoor ontstaat een sterke aantrekking tussen het partiële positieve waterstofatoom van de ene molecule en een vrij elektronenpaar een atoom met een grote EN-waarde in een naburig molecule.
De waterstofbrugkrachten tussen moleculen stelt men voor met stippen of enkele evenwijdige lijntjes.
Waterstofbrugkrachten kunnen niet alleen intermoleculair maar ook intramoleculair optreden als de ruimtelijke structuur van het molecule dit toelaat. Voorbeeld: Er komen intramoleculaire waterstofbrugkrachten voor in orthohydroxybenzoëzuur (links) maar niet in para-hydroxybenzoëzuur (rechts).
Ion-dipoolinteracties Ion-dipoolinteracties ontstaan wanneer polaire moleculen in het elektrisch veld van een ion komen. De partieel positieve kant van de molecule wordt aangetrokken en de partieel negatieve kant wordt afgestoten door een anion. Omgekeerd wordt de partieel negatieve kant van de molecule aangetrokken en de partieel positieve kant afgestoten door een kation.
20
Voorbeeld: de oriëntatie van water dipoolmoleculen in aanwezigheid van een ion.
Ion-ioninteracties Ion-ioninteracties ontstaan wanneer een ion in het elektrisch veld van een ander ion komt. Er treden aantrekkingskrachten op wanneer tegengestelde ladingen elkaar naderen en afstotingskrachten wanneer gelijke ladingen elkaar naderen.
Tabel: Gemiddelde energiewaarde van de verschillende types interacties tussen atomen en moleculen. krachtwerking intermoleculair dispersiekrachten dipool–geïnduceerde dipoolinteractie
gemiddelde energiewaar de (kJ/mol)
voorbeeld
0,05 - 40 2 - 10
CH4
CH4 H 3C CH3 C
O CH3 CH2 CH2 CH2
H 3C
ion-geïnduceerde dipoolinteracties
3 - 15
Li+
H 3C
dipoolkrachten waterstofbrugkracht en ion-dipoolinteracties ion-ioninteracties
5 - 25 10 - 40
H2O
40 - 600 400 - 4000
K+
H 3C
CH3 CH2 CH2 CH2
C≡O
OH
H 2O O
HO
C
O CH
CH2 CH2 NH CH2 CH2
NH2
interatomair dispersiekrachten ion-ioninteracties metaalbinding
0,05 – 40 400 – 4000 100 - 1000
H 2O
Ar Na+ Ag+
+ 3
O-
C
O CH2 C CH2 CH OH NH2
Ar Cle-
21
ZUREN EN BASEN Bronsted-Lowry theorie Volgens de Bronsted-Lowry theorie is een zuur een deeltje dat een proton afstaat, een protondonor. Een base is een deeltje dat een proton opneemt een protonacceptor. De reactie tussen een zuur en een base noemt een zuur-base reactie of een protontransfer reactie. Een zuur kan slechts een proton afstaan in aanwezigheid van een base. HB + H2O ⇌ B- + H3O+
De gevormde zuurrest kan een proton opnemen; men spreekt over een geconjugeerde base. Analoog kan een base, na de protontransfer, dit proton terug afstaan. Men spreekt over een geconjugeerd zuur. HB + zuur +
BH2O ⇌ base ⇌ geconjugeerde base
+ H3O+ + geconjugeerd zuur
De reactie is reversibel.
Het gebruik van gebogen pijlen laat toe de verplaatsing van elektronen te visualiseren. Voor de verplaatsing van twee elektronen gebruikt men een volledige pijlpunt . De verplaatsing van één elektron geeft men weer met een . halve pijlpunt
Volgens de Lewis theorie is een zuur een deeltje dat een elektronenpaar opneemt, een elektronenpaar acceptor. Een base is een deeltje dat een elektronenpaar afstaat, een elektronenpaar donor. Hier komen we in het hoofdstuk reactiemechanismen op terug.
B Kev =
H
+
H
O
H
H O H
+
H
+
B-
[H3O+] .[B−] [HB] .[H2O]
In verdunde waterige oplossingen, blijft de concentratie aan water nagenoeg constant. Er kan een nieuwe evenwichtsconstante geschreven worden: Ka = Kev . [H2O] =
[H3O+] .[B−] [HB]
Met aciditeit geeft men het vermogen van een component om een proton af te staan weer. Het is een constante waarde, Ka. Hoe hoger de Ka-waarde, hoe sterker het zuur, hoe gemakkelijker het zuur een proton afstaat. Hoe hoger de Ka-waarde, hoe stabieler de overeenkomstige geconjugeerde base.
22
Met basiciteit geeft men het vermogen van een component om een proton op te nemen weer. Het is een constante waarde, Kb. Hoe hoger de Kb-waarde, hoe sterker de base, hoe gemakkelijker de base een proton opneemt. Hoe hoger de Kb-waarde, hoe stabieler het overeenkomstige geconjugeerde zuur. Meestal wordt de sterkte uitgedrukt in pKa = - log Ka Voor waterige oplossingen geldt: Ka . Kb = Kw = 10-14 of pKa + pKb = 14
zuur-base gedrag van organische functies in water De aciditeit kan rechtstreeks afgeleid worden uit pKa-waarde. Carbonzuren hebben een pKa waarde tussen 3 en 5. Het zijn zwakke zuren. O
O
R
R
-
OH + H2O ⇌
O + H3O+
Alcoholen hebben een pKa waarde rond 15 à 16. Het zijn zeer zwakke zuren. R
O H + H2O ⇌ R
-
O + H3O+
Aminen hebben een pKa waarde rond 40. Het zijn extreem zwakke zuren. H
H R
N
H + H2O ⇌ R
-
N + H3O+
23
De basiciteit kan rechtstreeks afgeleid worden uit pKb-waarde. Gezien de relatie tussen pKa en pKb, kan ook de pKa-waarde van het geconjugeerde zuur gebruikt worden. Geprotoneerde carbonzuren hebben een pKa waarde < 0. Het zijn sterke zuren. Carbonzuren zijn zeer zwakke basen. +
O
O
H
R
R
OH + H3O+ + H2O ⇌ Het is het O-atoom van de carbonylgroep dat een proton bindt. OH
Door beide mesomere vormen van de carboxylgroep te schrijven kan men zien welk O-atoom de grootste waarschijnlijk heeft om het proton te binden: O
O
R
R O
O
H
-
+
H
Geprotoneerde alcoholen hebben een pKa waarde < 0. Het zijn sterke zuren. Alcoholen zijn zeer zwakke basen. H
R
+
O
R
H + H2O ⇌
O H + H3O+
Geprotoneerde aminen hebben een pKa waarde rond 10. Het zijn zeer zwakke zuren. Aminen zijn zwakke basen. H R
+
N
H
H
H
+ H2O ⇌ R
N
H + H3O+
Tabel: overzicht verschillende organische zuren, met aanduiding van het zure proton. Organische functie
Zure H+
pKa
alkanen
R-H
50
alkenen
RCH=CR2
40
alkynen
RC≡C-H
25
alcoholen
ROH
16 - 18
fenol
ArOH
10
24
O
aldehyden/ ketonen
R
20-24
R of H H
carbonzuren
RCOOH
5
O
esters
R
25
OR' H O
amiden
15 NH
R
H
nitrillen
R
aminen
R
CH C H
NH
N
25
35
H geprotoneerde aminen
R
+
NH2
10
H
Reacties tussen zuren en basen kunnen evenwichtsreacties of aflopende reacties zijn. Bij evenwichtsreacties kan er voorkeur zijn voor 1 richting. Algemeen kan worden aangenomen dat het evenwicht verschuift naar de kant van het zwakste zuur. Maw vanuit praktisch standpunt, ligt het evenwicht in de richting van het zuur met de grootste pKa waarde.
25
Factoren die het zuur gedrag beïnvloeden De sterkte van een zuur is afhankelijk van de stabiliteit van de gevormde geconjugeerde base. Hoe stabieler de geconjugeerde base, hoe zwakker deze base is, hoe moeilijker het een proton zal opnemen. grootte van het atoom Wanneer atomen sterk verschillen in grootte, zal het sterkste zuur deze stof zijn waarbij het H-atoom gebonden is aan het grootste atoom. In de geconjugeerde base is de negatieve lading dan verspreid over een groter volume. De elektronendensiteit is lager, dit stabiliseert het anion. voorbeeld: relatieve grootte: F- < Cl- < Br- < Irelatieve aciditeit: HF < HCl < HBr < HI elektronegatieve waarde Wanneer atomen een gelijkaardige grootte hebben, speelt de EN-waarde een rol in de relatieve sterkte van de zuren. Het sterkste zuur zal deze stof zijn waarbij het H-atoom gebonden is aan het atoom met de grootste EN-waarde. voorbeeld: relatieve EN-waarde: C < N < O < F relatieve aciditeit: CH4 < NH3 < H2O < HF hybridisatie De hybridisatie heeft een invloed op de EN-waarde. Aangezien de EN-waarde een maat is voor de aantrekking van de bindende elektronen tot de kern, neemt de EN-waarde toe naarmate het % s-orbitaal toeneemt. De gemiddelde afstand tussen s-elektron en de kern is immers kleiner dan de gemiddelde afstand tussen een p-elektron en de kern. Een grotere aantrekking van elektronen tot de kern stabiliseert een carbanion (= ion waarbij C-atoom een negatieve lading draagt). relatieve EN-waarde: sp > sp² > sp³ relatieve aciditeit: CH≡CH > CH2=CH2 > CH3-CH3 inductief effect Met inductief effect bedoelt men de verschuiving van bindende e--paren op basis van EN-waarde langs σ-bindingen.
Voor sommige samengestelde groepen is de relatieve inductieve stabilisatie experimenteel bepaald ten opzichte van waterstof. Daarbij komt men tot onderstaande volgorde.
26
Een negatief inductief effect is een elektronzuigend effect. Het verhoogt de aciditeit van het zuur. De elektronendensiteit van de geconjugeerde base verlaagt; dit stabiliseert het anion. voorbeeld:
De invloed van het inductief effect van een substituent daalt naarmate de afstand tot het zure proton stijgt.
mesomeer effect Met mesomeer effect bedoelt men de effecten van elektronendelokalisatie. Dit treedt voornamelijk op tussen atomen van gelijke grootte, die behoren tot dezelfde periode. Een zuur waarvan de geconjugeerde base gedelokaliseerde elektronen heeft, heeft een hogere aciditeit dan een zuur waarvan de geconjugeerde base enkel gelokaliseerde elektronen heeft.
voorbeeld: weergave ↙ verschillende grensstructuren
of mesomere vormen, gescheiden door een pijltje
↘ 'gemiddelde' structuur
waarin gedelokaliseerde e- voorgesteld worden door stippellijn
27
mesomerie treedt op wanneer ↙ ↘
een meervoudige binding door een enkelvoudige binding gescheiden is van een atoom dat over een vrij doublet beschikt A = B – C↕ A -B=C
minstens twee meervoudige bindingen onderling door één enkelvoudige binding gescheiden zijn = geconjugeerde dubbele bindingen A=B-C=D ↕ A - B = C – D+ ↕ + A - B = C – D-
Een grensstructuur is o.a. energiearmer of stabieler naarmate er minder formele ladingen in voorkomen. Stabiele grensstructuren dragen meer bij tot de ware elektronenverdeling. Wanneer grensstructuren equivalent zijn, is hun bijdrage tot de ware e--verdeling identiek en zijn de e- optimaal gedelokaliseerd; de structuur is dan bijzonder stabiel. voorbeelden:
28
voorbeelden:
geconjugeerde dubbele bindingen = dubbele bindingen gescheiden door één enkelvoudige binding
6-ring van C-atomen waarin 6 π-egedelokaliseerd zijn over alle atomen = benzeenring of aromatische ring
29
De vergelijking van Henderson-Hasselbalch Of een zuur daadwerkelijk een proton afstaat in een waterige oplossing, is afhankelijk van: -
de zuurgraad van deze oplossing; de pH-waarde
-
de aciditeit van de stof; de pKa-waarde
De relatie tussen deze twee factoren wordt weergegeven door de vergelijking van Henderson-Hasselbalch. pKa = pH + log
[𝐻𝐻𝐻𝐻] [𝐴𝐴−]
Indien pH van de oplossing = pKa van de stof: de stof komt 50 % voor als zuur en 50 % als geconjugeerde base. Indien pH van de oplossing > pKa van de stof: de stof komt voornamelijk voor als geconjugeerde base. Indien pH van de oplossing < pKa van de stof: de stof komt voornamelijk voor als zuur.
De vergelijking van Henderson-Hasselbalch is ook waardevol bij het scheiden van zuren en basische componenten aanwezig in een mengsel. Water lost goed polaire componenten op. Ethoxyethaan is een geschikt solvent voor het oplossen van ongeladen componenten. Beide solventen zijn slecht oplosbaar in elkaar. Er ontstaan twee lagen. Aangezien water een grotere massadichtheid heeft dan ethoxyethaan zal water de onderste laag zijn.
30
ORGANISCHE REACTIES
1. Indeling op basis van de bindingsdoorbraak Het bindend elektronenpaar van een σ-binding of een π-binding bestaat uit twee elektronen. Bij doorbraak van een binding zijn er twee mogelijkheden:
elk atoom krijgt één elektron; er worden twee radicalen gevormd. Radicalen zijn atomen of atomengroepen met een oneven aantal elektronen. Radicalen zijn elektrisch neutraal. Dit type doorbraak noemt men homolytisch. Homo is Grieks voor gelijk. Voorbeeld: Door een homolytische bindingsdoorbraak van dichloor ontstaan twee chloorradicalen.
Een radicalaire reactie is een reactie met een homolytische bindingsdoorbraak.
het bindend elektronenpaar gaat naar één van de beide bindingspartners. Er worden twee ionen gevormd. Het atoom of de atoomgroep die de bindingselektronen krijgt, vormt een anion of negatief ion. Het atoom of de atoomgroep die de bindingselektronen afstaat, vormt een kation of positief ion. Dit type doorbraak noemt men heterolytisch. Hetero is Grieks voor verschillend. Voorbeeld: Door een heterolytische bindingsdoorbraak van 2-chloor-2-methylpropaan onstaat een kation en een anion.
Een ionaire reactie is een reactie met een heterolytische bindingsdoorbraak.
Merk op dat bij doorbraak van een σ-binding beide partners van elkaar loskomen. Bij doorbraak van een π-binding worden beide partners door de nog resterende binding(en) bij elkaar worden gehouden. 31
2. Indeling op basis van het aanvallend reagensdeeltje Zijn er bij de organische reactie twee reagentia aanwezig dan noem je de grotere organische molecule het substraat. De kleinere molecule noem je het aanvallend deeltje of reagens. Bij de indeling van reacties op basis van het aanvallend reagensdeeltje kijk je niet naar de stofklasse, maar kijk je naar een meer algemeen kenmerk van dit reagens.
Een radicaal beschikt over een vrij, ongepaard elektron. Het ontstaat meestal onder invloed van licht. Voorbeeld:
Een radicalaire reactie is een reactie waarbij een radicaal aanvalt op een substraat. Tussen het substraat en het radicaal ontstaat er een nieuwe binding en tegelijkertijd ontstaat een ander radicaal vrij.
Een elektrofiel (El) kan een elektronenpaar binden. Het is een elektronenpaaracceptor. Voorbeeld: positieve ionen zijn elektrofielen.
Een elektrofiele reactie is een reactie waarbij een elektrofiel aanvalt op een plaats in een substraat met een hoge elektronendichtheid. Dit kan zowel een negatief geladen atoom als een π-binding zijn in het substraat.
Voorbeeld:
32
Een nucleofiel beschikt over een vrij elektronenpaar. Het is een elektronenpaardonor. Het kan zowel een negatief ion als een molecule zijn. Voorbeelden: Nucleofielen beschikken over een vrij elektronenpaar dat kan afgestaan worden.
Een nucleofiele reactie is een reactie waarbij een nucleofiel aanvalt op een plaats in een substraat met een lage elektronendichtheid. Dit is een partieel positief geladen atoom in het substraat. Er ontstaat een neutraal reactieproduct uit het substraat indien het nucleofiel neutraal is. Er ontstaat een negatief geladen reactieproduct uit het substraat indien het nucleofiel negatief geladen is. Voorbeeld:
33
3. Indeling op basis van het reactietype Een reactietype is een algemene omschrijving van de wijziging van het substraat bij een reactie.
Substitutie Een substitutie is een reactie waarbij een atoom of atoomgroep wordt vervangen door een ander atoom of andere atoomgroep. Voorbeeld:
- alkaanzuur + alcohol ester + H2O globale reactievergelijking:
O R
C
+
OH
R1 OH
zuur midden
R
O C O
+
H2O
R1
een intramoleculaire reactie geeft de vorming van een lacton (lacton = cyclisch ester)
voorbeeld:
34
- alkaanzuur + amine amide + H2O globale reactievergelijking:
O R
C
+
R1 NH2
zuur midden
R
O C NH
OH
+
H2O
R1
een intramoleculaire reactie geeft de vorming van een lactam (lactam = cyclisch amide)
- alkaanzuur + thiol thioester + H2O globale reactievergelijking:
O R
C
+
R1 SH
zuur midden
R
O C S
OH
+
H2O
R1
- transesterificatie: ester + alcohol ester + alcohol globale reactievergelijking:
O R
C
O
+
R1 OH
zuur midden
O R2
R
C O
+
R2 OH
R1
- hemiacetaal + alcohol acetaal
acetaal = verbinding waarbij eenzelfde C-atoom deel uitmaakt van twee etherfuncties
35
- reacties met halogeenalkanen of alcoholen: R–X + |B→ R–B + nucleofiel belangrijke nucleofielen + overeenstemmende reactieproducten nucleofiel = Lewisbasen = elektronpaardonor
X|-
reactieproduct
hydroxide-ion
OH-
alcohol
R-OH
water
H2O
alcohol
R-OH
alcoholaation
R'O-
ether
R-O-R'
ammoniak
NH3
amine
R-NH2
cyanide-ion
CN-
nitril
R-CN
carboxylaation
R'COO-
ester
R'-COOR
nitrietion
NO2-
nitroalkaan
R-NO2
hydride-ion
H-
alkaan
R-H
36
Additie Een additie is een reactie waarbij atomen of atoomgroepen worden toegevoegd aan een onverzadigde verbinding. Voorbeeld:
- alkeen + H2O alcohol globale reactievergelijking: C
C
+
H2O
H2SO4
C
C
H
OH
waterstofsulfaat speelt hierbij de rol van katalysator regel van Markovnikov: bij de additie van een watermolecule of waterstofhalogenide komt het H-atoom terecht op het C-atoom dat al verbonden is met het grootste aantal H-atomen. voorbeelden:
H2SO4
CH2=CH2 + H2O → CH3-CH2OH
H2SO4
(CH3)2C=CH-CH3 + H2O → (CH3)2-COH-CH2-CH3 en niet (CH3)2-CH-CHOH-CH3
- alkyn + H2O keton (keto-enol tautomerie)
37
enol is niet zo stabiel en zet onmiddellijk om:
= keto-enol tautomerie
- reductiereacties door toevoegen van H2: Hydrogenering is een chemisch proces waarbij een onverzadigde binding wordt omgezet in een verzadigde binding door additie van waterstofgas, bijvoorbeeld een dubbele koolstofbinding die wordt omgezet in een verzadigde koolstofbinding. Dehydrogenering of dehydrogenatie is in de scheikunde een reactie waarbij waterstof, hydrogenium, onttrokken wordt aan een molecuul. Het is het omgekeerde proces van hydrogenering. keton + H2 secundair alcohol
aldehyde + H2
primair alcohol
alkyn
+ H2
alkeen
alkeen +H2
alkaan
38
- aldolcondensatie: 2 carbonylverbindingen β-hydroxyaldehyd/ β-hydroxyketon
- carbonylverbinding + alcohol hemiacetaal
hemiacetaal = verbinding waarbij eenzelfde C-atoom deel uitmaakt van een alcohol- en een etherfunctie.
39
Eliminatie Een eliminatie is een reactie waarbij atomen of atoomgroepen worden onttrokken aan een verbinding. Er ontstaat een π-binding in het substraat. Voorbeeld:
- oxidatie van een primair alcohol tot een aldehyde (deze oxidatie kan verder gaan tot een carbonzuur) globale reactievergelijking:
H R H
H
[O]
R C
C H
+
2 e-
+
2 H
+
O
O
- oxidatie van een secundair alcohol tot een keton globale reactievergelijking:
H
R C R H
O
[O]
R
C
R
+
2 e-2 e-
O
+
+ 2H
tertiaire alcoholen kunnen niet geoxideerd worden tot een carbonylverbinding. - dehydratatie van een alcohol tot een alkeen ! regel van Zaitzev: bij eliminatiereacties van halogeenalkanen en alcoholen wordt bij voorkeur het alkeen gevormd met het meest gesubstitueerde Catoom aan de dubbele binding. Voorbeeld:
40
Degradatie Een degradatie is een reactie waarbij een molecule wordt afgebroken tot kleinere moleculen. Voorbeeld:
decarboxylatie Carbonzuren kunnen de carboxylgroep afsplitsen onder vrij zetting van CO2. Er ontstaat een verbinding met 1 C-atoom minder. RCOOH CO2 + RH
hydrolyse Hydrolyse reacties zijn reacties met water waarbij een groter molecule in twee kleinere componenten breekt. - R1COOR2 + H2O ⇄ R1COOH + R2OH ester alkaanzuur + alcohol dit leidt tot ringopening bij een lacton (= cyclisch ester) - R1COSR2 + H2O ⇄ R1COOH + R2SH thioester + H2O alkaanzuur + thiol
- R1COOCOR2 + H2O R1COOH + R2COOH zuuranhydride + H2O alkaanzuur + alkaanzuur
- R1CONRH + H2O R1COOH + NRH2 amide alkaanzuur + amine dit leidt tot ringopening bij lactam (= cyclisch amide)
41
4. Reactiemechanismen van enkele organische verbindingsklassen Alle organische verbindingen bevatten stevige C-C- en C-H-bindingen. Deze zijn weinig reactief. De reactiviteit is voornamelijk te wijten aan de aanwezige functionele groepen.
a. Nucleofiele substitutiereacties SN met halogeenalkanen of alcoholen algemeen: R – X + |B→ nucleofiel algemeen: R – OH
+
→ |Bnucleofiel
R–B +
X|-
R–B +
OH|-
belangrijke nucleofielen + overeenstemmende reactieproducten nucleofiel = Lewisbasen = elektronpaardonor
reactieproduct
hydroxide-ion
OH-
alcohol
R-OH
water
H2O
alcohol
R-OH
alcoholaation
R'O-
ether
R-O-R'
ammoniak
NH3
amine
R-NH2
cyanide-ion
CN-
nitril
R-CN
carboxylaation
R'COO-
ester
R'-COOR
nitrietion
NO2-
nitroalkaan
R-NO2
hydride-ion
H-
alkaan
R-H
Reactiekinetiek – reactiemechanisme Data experiment: (CH3)3CBr + H2O (CH3)3COH + HBr v = k . [(CH3)3CBr]
reactie van eerste orde
CH3Br + Cl- CH3Cl + Brv = k . [CH3Br] . [Cl-]
reactie van tweede orde
42
CH3CH2CH2CH2Br + CN- CH3CH2CH2CH2CN +Brv = k . [CH3CH2CH2CH2Br] . [CN-]
reactie van tweede orde
Sommige reacties zijn van eerste orde en andere zijn van tweede orde. Dit veronderstelt dat er twee verschillende reactiemechanismen voor de nucleofiele substitutiereactie bestaan. Reacties die een eerste orde kinetiek volgen, vertonen een unimoleculaire snelheidsbepalende (trage) stap waarbij enkel het halogeenalkaan betrokken is. Men spreek over een SN1 reactie. Reacties die een tweede orde kinetiek volgen, vertonen een bimoleculaire snelheidsbepalende stap waarbij zowel het halogeenalkaan als het nucleofiel betrokken is. Men spreek over een SN2 reactie.
SN1 reactiemechanisme In de snelheidsbepalende (trage) stap mag enkel het halogeenalkaan betrokken zijn.
De C-Br-binding wordt heterolytisch doorbroken en het elektronenpaar komt bij Br. Een bromide-ion wordt vrijgezet (= leaving group/uittredende groep) en er ontstaat een intermediair carbokation. Het carbokation reageert onmiddellijk met een beschikbaar nucleofiel (H2O). Terwijl de C-O-binding gevormd wordt, wordt de positieve lading van C naar O overgedragen. Vervolgens wordt snel een proton vrijgezet en ontstaat het alcohol.
Indien het C-atoom dat het halogeen bindt een chiraal centrum is, ontstaan er twee reactieproducten. Het carbokation heeft een trigonaal planaire structuur. Het lege porbitaal dat het vrije elektronenpaar van het nucleofiel bindt, zit boven en onder dit vlak. Een nucleofiel kan dus langs beide zijden van dit vlak aanvallen. Er ontstaan twee enantiomeren.
43
enantiomeer = een verbinding waarvan de structuur niet tot dekking kan gebracht worden met zijn spiegelbeeld.
SN2 reactiemechanisme In de snelheidsbepalende stap is zowel het halogeenalkaan als het nucleofiel betrokken.
Het bromide-ion valt het positief deelgeladen C-atoom van het halogeenalkaan aan, terwijl de elektronen van de C-Cl-binding naar het Cl-atoom verschuiven. Men stelt daarbij een intermediair complex voor, waarin geleidelijk een binding tussen Br en C ontstaat, terwijl de C – Cl binding afzwakt. Dit evolueert tenslotte naar een nieuwe CBr atoombinding, met volledige afsplitsing van een chloride-ion.
Indien het C-atoom dat het halogeen bindt een chiraal centrum is, treedt er een inversie van de configuratie op.
44
Welk reactiemechanisme, en met welke snelheid, dit zal optreden is afhankelijk van een aantal factoren: stabiliteit van het carbokation bij een SN1 reactiemechanisme sterische effecten bij een SN2 reactiemechanisme nucleofiel bij een SN2 reactiemechanisme leaving group (= uittredende groep) solvent Alle factoren spelen samen een rol. We gaan ze echter afzonderlijk bespreken.
stabiliteit van het carbokation bij een SN1 reactiemechanisme Een carbokation is stabieler indien het gebonden is aan elektronstuwende groepen (+ I-effect) zoals een alkylgroep. Tertiaire carbokationen zijn het meest stabiel, primaire en zeker het methylcarbokation zijn het minst stabiel. Uizondering: allyl- en benzylkationen. Deze worden door mesomerie gestabiliseerd. Ze zijn te vergelijken met de secundaire carbokationen. R
+
C R
stabiliteit:
R
R
+
C R
>
H
H
allylkation
H
+
C
H
≈
H
+
C
H >
≈
+
C R
H
H
>
+
C
H
H
benzylkation
mesomerie bij allylkation: H
H
+
C
H
+
CH2 H
mesomerie bij benzylkation: H
+
CH
+
H
C
H
+
H
H
HC H
H
CH
+
H
Hoe stabieler het carbokation, hoe meer waarschijnlijk een SN1 reactiemechanisme is.
45
sterische effecten Een SN2 reactiemechanisme kan optreden als het nucleofiel het C-atoom dat het halogeen bindt ongehinderd kan bereiken. Een SN2 reactiemechanisme kan daardoor niet optreden met een tertiair halogeenalkaan.
De invloed van de stabiliteit van het kation en sterische effecten geven beiden onderstaand resultaat: R
+
C
R
R R
SN1 reactiemechanisme +
C
H
R
H
H
≈ +
C R
H
H
,
H
+
+
C
H +
C
H
C
≈
H
competitie tussen SN1 en SN2
H
SN2 reactiemechanisme
46
nucleofiel Wanneer we atomen of moleculen bestuderen die beschikken over een vrij elektronenpaar, spreken we soms over basen en soms over nucleofielen. Het verschil is: •
•
basiciteit = vermogen van een component om met zijn vrij elektronenpaar een proton op te nemen. Het wordt beschreven door de evenwichtsconstante, Ka welke het vermogen weergeeft van het geconjugeerd zuur van deze base om een proton af te staan. nucleofiliciteit = het vermogen van een component om een elektrofiel (Cδ+-)atoom aan te vallen. Het wordt beschreven door een snelheidsconstante.
Omdat het nucleofiel een sp³ C-atoom aanvalt in de snelheidsbepalende stap van een SN2 reactiemechanisme, zal de snelheid van de reactie afhankelijk zijn van de sterkte van het nucleofiel: hoe beter het nucleofiel, hoe sneller de SN2 reactie. Enkele trends: -
indien het aanvallend atoom ongeveer even groot is zullen de sterkere basen betere nucleofielen zijn. voorbeeld: sterkste base / best nucleofiel: NH2- > OH- > F-
-
negatieve ionen zijn sterkere basen én betere nucleofielen dan indien het overeenkomstig atoom neutraal is. voorbeeld: sterkere base / beter nucleofiel zwakkere base / slechter nucleofiel HO > H2O CH3O > CH3OH NH2 > NH3 CH3CH2NH > CH3CH2NH2
-
voor nucleofielen waarbij het vrije elektronenpaar zich op eenzelfde atoom bevindt, kan de basiciteit gebruikt worden om de relatieve sterkte te bepalen. voorbeeld: nucleofielen OH-, RCOO- en H2O hebben een vrij e--paar op het O-atoom. pKa H2O > pKa RCOOH > pKa H3O+ zwakste zuur sterkste zuur sterkste geconjugeerde base zwakste geconjugeerde base OHRCOOH2O beter nucleofiel slechter nucleofiel
47
-
Voor nucleofielen van eenzelfde groep neemt de nucleofiliciteit meestal toe met stijgend periodenummer. Voorbeeld: I- > Br- > ClHS- > HORS- > RO-
leaving group / uittredende groep Algemeen: Hoe zwakker de basiciteit van een groep, hoe beter het een uittredende groep is.
Zwakke basen zijn immer meer stabiel, ze gaan minder goed hun elektronen delen met andere atomen. relatieve reactiviteit van de halogeenalkanen tov SN2: RI
>
RBr
meest reactief
>
RCl
>
RF te weinig reactief voor een SN2 reactie
solvent Een solvent/oplosmiddel kan een lading zo omringen dat de positieve pool van het solvent gericht is naar een negatieve (deel)lading en omgekeerd. Deze interactie tussen het solvent en een ion of molecule dat opgelost is in dit solvent noemt men solvatatie. Door deze interactie met een polair solvent is een lading niet langer gelokaliseerd, maar wordt het uitgespreid naar omringende moleculen. Dit zorgt voor een stabilisatie. Voorbeeld: de solvatatie (hydratatie) van een Na+-ion.
48
De diëlektriciteitsconstante,ε geeft het vermogen weer van een solvent om (deel)lading te omringen, solvateren. Hoe hoger de diëlektriciteitsconstante, hoe meer polair het solvent is. Tabel: diëlektriciteitsconstante en kooktemperatuur van enkele soventen sovent protisch solvent water methaanzuur methanol ethanol tertiair-butylalcohol azijnzuur aprotisch solvent dimethylsulfoxide acetonitril dimethylformamide aceton dichloormethaan tetrahydrofuraan
structuur-formule
H2O HCOOH CH3OH CH3CH2OH (CH3)3COH CH3COOH (CH3)2SO CH3CN (CH3)2NCHO (CH3)2CO CH2Cl2 O
ethylacetaat ethoxyethaan tolueen
CH3COOCH2CH3 CH3CH2OCH2CH3
hexaan
CH3(CH2)4CH3
afkorting
diëlektriciteitc onstante ε
Tk (°C)
MeOH EtOH tert-BuOH HOAc
79 59 33 25 11 6
100 100,6 64,7 78,3 82,3 117,9
DMSO MeCN DMF Me2CO THF
47 38 37 21 9,1 7,6
189 81,6 153 56,3 40 66
EtOAc Et2O
6 4,3
77,1 34,6
-
2,4
110,6
-
1,9
68,7
Solventen worden opgedeeld in protisch en aprotisch. Een protisch solvent bevat een H-atoom gebonden aan een N- of O-atoom; een aprotisch solvent heeft dit niet. Bij een protisch solvent kunnen waterstofbrugkrachten optreden.
De invloed van het solvent is afhankelijk van het al dan niet geladen zijn van het reagens en reactieproduct in de snelheidsbepalende stap. Algemeen: Is het reagens in de snelheidsbepalende stap geladen, dan zal een stijging van de polariteit van het solvent, een daling van de reactiesnelheid veroorzaken. Is het reactieproduct in de snelheidsbepalende stap geladen, dan zal een stijging
49
van de polariteit dan het solvent, een stijging van de reactiesnelheid veroorzaken. Hoe groter of meer geconcentreerd de lading in een molecule, hoe sterker de interactie met een polair solvent, hoe meer de lading gestabiliseerd wordt.
Methylering of methylatie is een organisch reactie waarbij een methylgroep aan een molecule wordt toegevoegd. De reactie vindt zowel binnen de organische chemie als binnen de biologie plaats. In de organische chemie gebruikt men voor een methylering meestal joodmethaan. I- is immers de beste uittredende groep van de halogeniden. De reactie is een SN2reactie.
Nu
+
H 3C
I
H 3C
Nu
+
I
-
Cellen gebruiken S-adenosylmethionine (SAM) om een methylgroep aan een nucleofiel te binden.
Doordat de methylgroep in SAM aan een positief geladen S-atoom hangt, is Sadenosylhomocysteïne (SAH) een goede uittredende groep. De biologische methylering zal aan een goede snelheid kunnen optreden.
50
Nucleofiele additie-eliminatie reacties van carbonzuur(derivaten) leiden tot een
2.
substitutie van onderstaande groepen. O
O
O R
R
C
C
R O
OH
O
O R
C
R1
O
C
C
R NH2
X
C
R
N
NH R1
R1
R2
- algemeen reactiemechanisme met een negatief geladen nucleofiel: Het nucleofiel bindt aan het carbonyl C-atoom, vervolgens wordt de zwakste base geëlimineerd.
-
O R
C
LG
+
O
O Nu
R
C
LG
R
Nu
C
Nu
+
LG
Verzeping van een ester = hydrolyse van een ester in basische midden. Het hydroxide-ion treedt dan op als nucleofiel. Deze reactie is onomkeerbaar (irreversiebel) - algemeen reactiemechanisme met een neutraal nucleofiel: Het nucleofiel bindt aan het carbonyl C-atoom, vervolgens wordt een proton geëlimineerd. Tenslotte wordt de zwakste base geëlimineerd.
-
O R
C
LG
+
-
O Nu
H
R H
C
O
O LG
Nu
R
C
LG
Nu
R
C
Nu
+
LG
Base
Hoe zwakker de base is die gebonden is aan de carbonylgroep, hoe gemakkelijker de reactie kan doorgaan. De relatieve basiciteit van de uittredende groep: Cl< RCOO< RO≈ OH < zwakste base base
NH2 sterkste -
51
De relatieve reactiviteit van carbonzuur en carbonzuurderivaten O
O R
R
C
C
O
O R
O
X
R
>
C R1 ≈
C
R
C
R O
>
O
O OH
meest reactief reactief
NH2
>
minst
Om de reactiesnelheid te verhogen kan een zuur als katalysator toegevoegd worden. Het carbonyl O-atoom wordt geprotoneerd waardoor het C-atoom een grotere positieve deellading krijgt. Een nucleofiel zal sterker aangetrokken worden waardoor de reactiesnelheid toeneemt. H
O R
C
LG
+
H
+
O
+
H
R
C
+
Nu
LG
H
R H
O R
C
Nu
+
LG
H
+
H
O C Nu
O LG
R
C
LG
Nu
H
+
H
In de cel gebeurt de activering van de carboxylgroep met behulp van adenosine trifosfaat (ATP) en Coenzyme A. Door een nucleofiele aanval van een carboxylaation op het γ-P-atoom van ATP ontstaat een acylfosfaat en adenosinedifosfaat (ADP). Het is een SN2 reactie met ADP als uittredende groep.
52
Omdat zowel het carboxylaation als ATP negatief geladen zijn, moet het enzym dat deze reactie katalyseert de negatieve lading van ATP neutraliseren zodat het met een neutrofiel kan reageren. Mg2+ helpt deze negatieve lading te neutraliseren.
Thioesters zijn de meest voorkomende vorm van geactiveerde alkaanzuren in de cel. Ze zijn veel reactiever dan ester ten opzichte van N- en C-nucleofielen. De delokalisatie van elektronen door mesomerie is in een thioester veel minder aanwezig omdat het S-atoom groter is dan O en C. Daarenboven gaat de eliminatie in de additie-eliminatie sneller omdat een thiolaation (RS-) een zwakkere base is dan een alcoholaation (RO-). Het is stabieler en daardoor een betere uittredende groep. Het thiol dat in biologische systemen gebruikt wordt bij de vorming van thioesters is Coenzyme A afgekort als CoASH.
53
NH2 OH HS
NH
NH O
O O
N
O P
O -
O
N
O P
O -
O
O
N
O
O
HO
P
O
N
-
-
O
Acetyleren is een reactie waarbij een acylgroep wordt ingevoerd. Een acylgroep bestaat uit een carbonylfunctie gebonden aan een alkylgroep of een arylgroep. Een alkylgroep is een organische groep die verkregen wordt door een waterstofatoom af te nemen van een alkaan of een andere alifatische verbinding. Een arylgroep is een organische groep die verkregen wordt door een waterstofatoom af te nemen van een aromatische koolwaterstof of een derivaat ervan. Acylerende reagentia zijn zuurhalogeniden en zuuranhydriden die reageren met nucleofiele stoffen als H2O, ROH, NH3 en RNH2. In deze verbindingen wordt een waterstofatoom van een hydroxyl- of aminogroep vervangen door de RCO-groep. Acyleren past men toe bij het bereiden van kristallijne derivaten van organische verbindingen voor identificatie en om OH-groepen te beschermen bij syntheses. Bij acetyleren wordt de acetylgroep CH3CO- gebruikt.
54
3.
Eliminatiereacties
a. Een dehydrogenatie is een reactie waarbij H2 verwijderd wordt. Deze eliminatie van 2 H+ + 2 e- is tevens een oxidatiereactie. Een oxidatiereactie kan enkel optreden in aanwezigheid van een oxidator. In biologische processen zijn nicotinamide-adenine-dinucleotide (NAD+), nicotinamide-adenine-dinucleotide-fosfaat (NADP+) en flavine-adeninedinucleotide (FAD) belangrijke oxidatoren. O NH2
O +
NH2
O
N
+
N
O
P
O
OH
OH
O -
O
NH2
-
O
P
O
N
O
O
O
N
O
N
O
P O
N
N
OH -
OH
N
N
O
O
NAD+
NH2
O -
N
-
O
P
O
OH
OH
O
OH
O P
O -
O
NADP+
De oxidatoren NAD+ en NADP+ worden gereduceerd door opnamen van twee een één H+ ter hoogte van de nicotinamide groep. H C
H O
H
+
H
H
C C
O
C
C +
N
C
C
H
H N H
O
H C
+
H
H
H C
C C
N
NAD
C
C
H
N H
H
+
H
+
R
R +
C
O
NADH
Beide moleculen zullen tussenkomen in redoxreacties waarbij alcoholen geoxideerd worden tot carbonylverbindingen en omgekeerd.
De omzetting FAD/FADH2 komt voor bij andere oxidatiereacties. vb 2 CH3-S-H CH3 – S – S – CH3 + 2 H+ + 2 e-.
55
b. Eliminatie van water (dehydratatie) bij alcoholen geeft aanleiding tot alkenen. Experimenteel stelt men vast dat bij voorkeur het meest gesubstitueerde alkeen gevormd wordt (= Regel van Zaitzev) Voorbeeld: dehydratatie van ethanol met zwavelzuur v = k.[C2H5OH] E1-reactiemechanisme:
Dit proces is het omgekeerde van de zuurgekatalyseerde additie van water aan alkenen. Om het evenwicht in de gewenste richting te verplaatsen volstaat het de hoeveelheid water in het reactiemidden te controleren.
c. Synthese van 2,3-onverzadigde carbonylverbindingen door basegekatalyseerde zelfcondensatie van aldehyden of ketonen met minstens één αwaterstofatoom (= aldolcondensatie) -I effect van de carbonylgroep maakt afsplitsing van een α-proton mogelijk.
Wanneer een α-proton afgesplitst wordt, ontstaat er een carbanion.
56
Het intermediair carbanion is door mesomerie gestabiliseerd
Het carbanion zal als nucleofiel adderen aan een tweede molecule carbonylverbinding.
aldol De gevormde 3-hydroxycarbonylverbinding ondergaat meestal onmiddellijk een eliminatie ter vorming van een 2,3-onverzadigde carbonylverbinding.
57
4. Elektrofiele additiereacties Bij een elektrofiele additie is het voornaamste aanvallende deeltje een elektrofiel. Dit betekent dat het substraatmolecule een zeker elektronenrijk karakter moet hebben. Aangezien het een additie betreft, is het bovendien noodzakelijk dat het substraat onverzadigd is. Wanneer op een dubbele binding tussen koolstofatomen geen uitgesproken elektronenzuiger is ingeplant, is aan beide voorwaarden voldaan. De elektronen in de π-binding bevinden zich relatief ver van de atoomkernen en zijn dus goed beschikbaar om door een elektronenarm reagens te worden aangevallen. De eerste (traagste) stap van een elektrofiele additie is:
+
E
E
In een tweede stap zal het intermediaire carbokation aangevallen worden door een nucleofiel: E
+
Nu
Nu
E
Het resultaat van deze reactie is dus inderdaad dat een dubbele binding omgezet is in een enkelvoudige of met andere woorden dat de substraatmolecule een hogere graad van verzadiging heeft bereikt.
In veel gevallen zal een proton optreden als initiërend elektrofiel. Zo ook bij de zuurgekatalyseerde additie van water aan een alkeen . Vervolgens zal water als nucleofiel aanvallen op het intermediaire carbokation. Door verlies van een proton van het waterresidu wordt tenslotte het neutrale eindproduct (een alcohol) gevormd.
+
H
H
+
H
+
H
H
O
H
H
+
O
H
H
H +
O
H
O
H
+
H
+
H
58
Regel van Markovinkov: H+ addeert op het C-atoom dan de dubbele binding dat het grootste aantal H-atomen draagt. Dit is een voorbeeld van een regioselectieve reactie.
Verklaring: Bij de elektrofiele additie op een alkeen wordt als intermediair hoofdzakelijk het meest stabiele carbokation gevormd. Elektronengevende substituenten (+I effect) stabiliseren het intermediaire carbokation.
Voor sommige samengestelde groepen is de relatieve inductieve stabilisatie experimenteel bepaald ten opzichte van waterstof. Daarbij komt men tot onderstaande volgorde.
Voorbeeld:
59
5. Nucleofiele additiereacties Nucleofielen kunnen adderen aan dubbele bindingen wanneer deze gepolariseerd zijn. Hierbij kan een koolstofatoom meervoudig gebonden zijn aan een O- of Natoom. In veel gevallen zijn deze addities zuur- of basegekatalyseerd. Een zure katalysator zal de meervoudige binding protoneren, waardoor deze nog meer elektrofiel wordt. Een basische katalysator zal het nucleofiel deprotoneren, waardoor het meer nucleofiel wordt.
a. Carbonylverbindingen kunnen gereduceerd worden met hydridedonoren zoals natiumboorhydide (NaBH4) of lithiumaluminiumhydride (LiAlH4). Deze reactie komt neer op de nucleofiele additie van een hydride-anion (H-) op het carbonylkoolstofatoom
gevolgd door een protonering door aanzuring in een tweede stap.
In biologische processen zijn nicotinamide-adenine-dinucleotide (NADH), nicotinamide-adenine-dinucleotide-fosfaat (NADPH) en flavine-adeninedinucleotide (FADH2) belangrijke reductoren.
b.
Aminen kunnen adderen aan aldehyden en ketonen. Er ontstaan iminen.
Hiervoor is meestal een zure katalysator vereist. Het milieu mag echter niet te zuur worden omdat anders de concentratie aan stikstofnucleofielen ter klein wordt. Het stikstofnucleofiel is ook basisch en zal in een te sterk zuur milieu geprotoneerd worden waardoor het geen nucleofiele eigenschappen meer heeft. O
+
H
+
+
O
H
60
H +
O
H
+
H N H
H
+
N
O H
Het additieproduct verliest in de meeste gevallen gemakkelijk een molecule water.
globale reactievergelijking:
imine: C=N
61
De reactie van aldehyden en ketonen met primaire aminen is van groot belang. De resulterende iminen kunnen gemakkelijk gereduceerd worden tot secundaire aminen. Dit kan zowel door behandeling met een hydridereagens als door katalytische hydrogenatie. Deze strategie noemt reductieve aminering. Het is een betrouwbare methode om secundaire aminen te bekomen.
Voorbeeld: Bij gebruik van ammoniak kunnen ook primaire aminen bekomen worden.
c. Alcoholen kunnen adderen aan carbonylverbindingen. Er ontstaat een hemiacetaal na additie van één molecule alcohol. Hiervoor is eveneens een zure katalysator vereist .
+
O
H
+
+
O
H
H
+
+
O
H
H
+
O
O
H
H
O
O
O
O H
+
O
H
+
H
+
hemiacetaal
De hydroxylgroep wordt in het zure milieu in aanwezigheid van een overmaat alcohol gemakkelijk vervangen door een tweede molecule alcohol ter vorming van een acetaal.
62
Voorbeeld:
Acetalen zijn stabiel in basische omstandigheden, maar worden gemakkelijk weer gehydrolyseerd tot de oorspronkelijke alcohol en carbonylverbinding in zuur waterig midden. Dit proces verloopt precies omgekeerd aan de vorming. Deze eigenschap maakt hen geschikt om carbonylgroepen te beschermen.
63
6. Elektrofiele substitutiereactie Reacties van aminen met HNO2 HNO2 is onstabiel en moet te plaatse bereid worden (in situ) uit NaNO2. NaNO2 + HCl → HNO2 + NaCl
Primaire, secundaire en tertiaire aminen kunnen met dit reagens onderscheiden worden: primair amine + HNO2 → alcohol + N2 + H2O of
→ azoverbinding
secundair amine + HNO2 → nitrosamine + H2O
tertiair amine + HNO2 → geen reactie mogelijk
Reactie met secundaire aminen vereenvoudigd reactiemechanisme:
nitrosoniumion
secundair amine:
64
Reactie met primaire aminen vereenvoudigd reactiemechanisme:
diazoniumion
Diazoniumzouten kunnen twee reacties ondergaan: - eliminatie van stikstofgas; N2 - vorming van een azo groep; –N=N-
De eerste reactie treedt op wanneer het diazoniumion gehydrolyseerd wordt.
Een aromatische diazoniumion is voldoende stabiel om als elektrofiel reagens op te treden in elektrofiele aromatische substitutiereacties. Het elektrofiel is groot;
65
de substitutie treedt voornamelijk op in parapositie. De orthopositie is sterisch gehinderd. Algemeen reactiemechanisme voor een elektrofiele aromatisch substitutiereactie:
Azocomponenten kunnen zowel in cis als transvorm voorkomen. Transisomeren vertonen minder sterische hinder.
66
