Textbook Notes (369,102)
Canada (162,381)
Chemistry (214)
Chapter 1&2

Organic Chemistry Notes - Chapter 1 & 2.docx

5 Pages

Course Code
Chemistry 2223B
Michael Fox

This preview shows pages 1 and half of page 2. Sign up to view the full 5 pages of the document.
1.1 Electronic Structure of Atoms • Principal energy levels/shells – regions of space electrons are confined to  • Orbital – a region of space that can hold 2 electrons (s, p, d, f) • Ground state electron configuration – electron configuration of the lowest energy • Rules of ground state electron configuration o Orbitals fill in order of increasing energy o Each orbital can hold two electrons with their spins paired   Spin pairing – spins in opposite directions o If there aren’t enough electrons to fill orbitals of equivalent energy then add one electron to each  orbital before adding a second to any • Valence electrons – outer shell electrons • Valence shell – outer shell where valence electrons are found • Lewis structure – representation of valence electrons 1.2 Lewis Model of Bonding • Octet rule – tendency for atoms to react in ways to achieve a valence shell of eight electrons  • Anion – atom gaining electrons becoming negatively charged • Cation – atom losing electrons becoming positively charged • Ionic bond – transfer of electrons causing a chemical bond between a cation and an anion  o Metal + nonmetal  o Transfer of electrons from atom of lower electronegativity to higher  o Electronegativity >1.9 • Covalent bond – chemical bond formed by the sharing of electrons  o Nonmetal + nonmetal o Metalloid + nonmetal  o Electronegativity <1.9 o Nonpolar covalent bond  Electrons are shared equally   EN <0.5 o Polar covalent bond  Electrons are shared unequally  EN 0.5–0.9  More electronegative atom gains a partial negative charge and the less electronegative  atoms gains a partial positive charge • Electronegativity – measure of the force of an atom’s attraction for electrons that it shares in a chemical  bond with another atom  o Increases across because of increasing positive charge on the nucleus (effective nuclear charge)  which causes stronger attraction towards the valence electrons  o Increases up because of decreasing distance from valence electrons to the nucleus leading to  stronger attraction effective nuclear charge  o Depends on oxidation sate • Bond length – distance between nuclei of the chemical bond • Dipole – two poles produced by a separation of charge  • Formal charge – charge on an atom in a molecule or polyatomic ion  o Formal charge = number of valence electrons in neutral unbounded atom – (All unshared  electrons + ½ of all shared electrons)  1.3 Bond Angles and Shapes of Molecules • Valence shell electron pair repulsion theory (VSEPR)  o Used to predict bond angles in molecules  o Valence electrons of an atom in single, double, triple bonds or unshared are regions of electron  densities that repel each other, maximizing their separation  o Double and triple bonds are considered one region of electron density  1. 4  Polar vs. Nonpolar • Polar o If it has polar bonds o Vector sum of its bond dipoles is not zero (bond dipoles cancel each other) o Ex. H O,2NH 3 • Nonpolar o Can have nonpolar or polar bonds but vector sum of bond dipoles must equal zero o Ex. CO 2 1.5 Resonance • Resonance contributing structures  ­ representations of a molecule or ion that differ only in the  distribution of valence electrons • Resonance hybrid – molecule or ion that is best described as a composite of a number of contributing  structures • Double headed arrows – connects contributing structures • Identical patterns of covalent bonding  • Equal energy • Molecule doesn’t switch between contributing structures, it’s always the resonance hybrid • Curved arrow – shows the redistribution of valence electrons 1.6 Orbital Overlap Model of Covalent Bonding  • Sigma bond – covalent bond in which orbitals overlap along the axis joining the two nuclei  • Hybrid orbital – orbitals produced from the combination of two or more atomic orbitals 3 • sp  – 1 s orbital, 3 p orbitals o Bond angels 109.5° o Only sigma bonds • sp  – 1 s orbital, 2 p orbitals o Bond angles 120° o Third p orbital is not involved in hybridization; it has two lobes perpendicular to the plane of the  hybrid orbital o Used to form double bonds when adjacent p orbitals overall to form a pi bond  Pi bond – covalent bond formed by the overlap of parallel p orbitals • Generally weaker than sigma bonds  • sp – 1 s orbital, 1 p orbital o Bond angles 180° o Used to form triple bonds consisting of 1 sigma bond by the overlap of sp hybrid orbitals and 2  pi bonds by the overlap of pairs of parallel 2p atomic orbitals  1.7 Functional group     • Part of an organ
More Less
Unlock Document

Only pages 1 and half of page 2 are available for preview. Some parts have been intentionally blurred.

Unlock Document
You're Reading a Preview

Unlock to view full version

Unlock Document

Log In


Join OneClass

Access over 10 million pages of study
documents for 1.3 million courses.

Sign up

Join to view


By registering, I agree to the Terms and Privacy Policies
Already have an account?
Just a few more details

So we can recommend you notes for your school.

Reset Password

Please enter below the email address you registered with and we will send you a link to reset your password.

Add your courses

Get notes from the top students in your class.