HOOFDSTUK VI: Organische reacties

1. HOOFDSTUK VI: Organische reacties Mc Murry: pagina 135-160

2. VI.1 Soorten organische reacties • Sommige organische reacties worden gecatalogeerd naar de naam van de ontdekker of naar bepaalde experimentele omstandigheden. Voorbeeld: de Rosenmund reductie , een katalytische hydrogenatie • Meer systematische benadering: • * Addities A + B C • * Eliminaties A  B +C • * Substituties A-B +C-D A-C + B-D • * Omleggingen A B

3. VI.2 Classificatie van reacties via mechanisme Radicalair: homolytische bindingssplitsing / -vorming Polair / Ionair: heterolytische bindingssplitsing /-vorming

4. VI.3 Beschrijving van een reactie: thermodynamische en kinetische aspecten (Mc Murry: p 150-158) Beschouw een reactie: aA + bB cC + dD Thermodynamisch aspect: in welke mate grijpt de overgang A + B naar C + D plaats DG° Kinetisch aspect: hoe snel geschiedt de overgang DG‡

5. spontane reactie: voor G DG < 0 na VI.3.1 Thermodynamisch aspect De positie van het chemisch evenwicht wordt uitgedrukt door volgende vergelijking met Keq = evenwichstconstante De waarde van de evenwichstconstante duidt aan welke zijde van de reactiepijl bevoordeligd is. Bepaald door G = Gibbs vrije energie

6. bij evenwicht: DG = 0 DG = DG0 + R T lnK R = 0,0083144 kJ / (K mol) T = absolute temp in Kelvin K = [Prod] / [React] bij evenwicht DG0 = - R T lnK of K = e- DG0 RT • Verband leggen tussen K en verschillen in vrije energie: niet direct mogelijk want bij evenwicht DG = 0 • Vandaar: standaard vrije energie DG0 • standaardtoestand (bij een referentietemperatuur) = • meest stabiele toestand bij 1 atmosfeer druk • (en bij deze referentietemperatuur) • bv. Ideale oplossing met alle componenten in 1M concentratie • onder standaardcondities: K = 1, ln K = 0, DG = DG0

7. na E DH > 0 voor exotherm endotherm voor E DH < 0 na DG = DH - T DS Oorsprong van de drijvende kracht ? DH H = enthalpie H = E + PV DH = DE + PV DH = reactiewarmte bij constante druk exotherm proces: DH < 0, vrijstelling van warmte endotherm proces: DH > 0, absorptie van warmte

8. DS Maat voor de verandering in de hoeveelheid moleculaire wanorde of bewegingsvrijheid, die gepaard gaat met een reactie. A  B +C Meer bewegingsvrijheid / wanorde in de producten dan in de reactantia, stijging in entropie, positieve DS A + B C Minder bewegingsvrijheid / wanorde in de producten dan in de reactantia, daling in entropie, negatieve DS

9. Bindingen gevormd in producten C-Cl D = 351 kJ/mol H-Cl D = 432 kJ/mol Totaal D = 783 kJ/mol Bindingen gebroken in reactantia C-H D = 438 kJ/mol Cl-Cl D = 243 kJ/mol Totaal D = 681 kJ/mol DH negatief: warmte komt vrij bij bindingsvorming DH positief: warmte wordt geabsorbeerd bij bindingsbreking De maat voor de warmteverandering bij het breken van een binding = bindingsdissociatie-energie = de hoeveelheid energie nodig voor het breken van een gegeven binding om twee radicalen te vormen wanneer de molecule zich bevindt in de gasfase bij 25°C DH° = 681 kJ/mol – 783 kJ/mol = -102 kJ/mol

10. Evenwicht (equilibrium): In welke richting grijpt de reactie plaats ? Snelheid (Rate): Is de reactie snel of traag ?

11. VI.3.2 Kinetisch aspect • In sommige gevallen: drijvende kracht zeer groot, maar evenwichtsligging zeer langzaam bereikt • Energiedrempel te groot: activatie-energie DG‡ • Hoe bereikt een molecule voldoende energie ?? • Gemiddelde energie: Boltzmann distributie • Bij hogere temperatuur: • hogere fractie moleculen met voldoende energie

12. __ 1 k = ln ([R]t =0 / [R]) t Ea RT k = A e- • Snelheid van een proces: v = -d(R) / dt = + d(P) / dt v = k[R] (k in sec-1) irr R P of log k = log A – (Ea / 2,3 RT) A = botsingsfactor Ea = Arrhenius activeringsenergie t (1%) = 0,01/k t (50%) = 0,69/k t (99%) = 4.61/k

13. Beschrijving van een reactie via een energiediagram

14. maximum energie verschil tussen potentiële energie van TTS en de reactanten = activatie-energie DG‡: bepaalt snelheid waarmee evenwicht bereikt wordt verschil DG0 tussen reactanten en producten: bepalend voor de evenwichtssamenstelling !!!

18. VI.4 Intermediairen in een reactie (Mc Murry: p 158-160)