Stereoisomeren hebben dezelfde atomen of isotopen verbonden door bindingen van hetzelfde type, maar verschillen in hun vorm – de relatieve posities van die atomen in de ruimte, afgezien van rotaties en translaties

In theorie kan men zich voorstellen dat elke ruimtelijke rangschikking van de atomen van een molecuul of ion op oneindig veel manieren geleidelijk kan worden veranderd in elke andere rangschikking, door elk atoom langs een geschikt pad te verplaatsen. Veranderingen in de posities van atomen zullen echter over het algemeen de inwendige energie van een molecuul veranderen, die wordt bepaald door de hoeken tussen de bindingen in elk atoom en door de afstanden tussen de atomen (of ze nu gebonden zijn of niet).

Een conformatie is een ordening van de atomen van het molecuul of het ion waarvoor de inwendige energie een lokaal minimum is; dat wil zeggen een ordening zodanig dat elke kleine verandering in de posities van de atomen de inwendige energie zal doen toenemen, en dus zal resulteren in krachten die de neiging hebben de atomen terug te duwen naar de oorspronkelijke posities. Verandert de vorm van het molecuul vanuit zo’n energieminimum A {\displaystyle {A}}

naar een ander energieminimum B {\displaystyle {\ce {B}}}

zal daarom door configuraties moeten gaan die een hogere energie hebben dan A {\displaystyle {\ce {A}}}

en B {\displaystyle {\ce {B}}}

. Dat wil zeggen dat een conformatie-isomeer van een andere isomeer wordt gescheiden door een energiebarrière: de hoeveelheid die tijdelijk aan de inwendige energie van het molecuul moet worden toegevoegd om alle tussenliggende conformaties langs de “gemakkelijkste” weg te doorlopen (de weg die die hoeveelheid minimaliseert).

Moleculaire modellen van cyclohexaan in boot- en stoelconformaties. De koolstofatomen zijn amber of blauw gekleurd, afhankelijk van of ze boven of onder het gemiddelde vlak van de ring liggen. De C-C-bindingen op de ring zijn lichtgroen.

Een klassiek voorbeeld van conformationeel isomerisme is cyclohexaan. Alkanen hebben over het algemeen een minimale energie wanneer de C – C – C {{{C-C-C}}}

hoeken dicht bij 110 graden liggen. Configuraties van het cyclohexaanmolecuul met alle zes koolstofatomen in hetzelfde vlak hebben een hogere energie, omdat sommige of alle C – C – C {\displaystyle {C-C-C}}

hoeken ver van die waarde (120 graden voor een regelmatige zeshoek) moeten liggen. Bij de conformatie die een lokaal energieminimum vormt, is de ring dus in de ruimte gedraaid, volgens een van de twee patronen die bekend staan als stoel (met de carbons afwisselend boven en onder hun gemiddelde vlak) en boot (met twee tegenover elkaar liggende carbons boven het vlak, en de andere vier eronder).

Als de energiebarrière tussen twee conformationele isomeren laag genoeg is, kan deze worden overwonnen door de willekeurige inbreng van thermische energie die het molecuul krijgt uit interacties met de omgeving of uit zijn eigen trillingen. In dat geval kunnen de twee isomeren evengoed als een enkel isomeer worden beschouwd, afhankelijk van de temperatuur en de context. Zo gaan de twee conformatievormen van cyclohexaan bij kamertemperatuur (in vloeibare toestand) vrij snel in elkaar over, zodat ze in de chemie meestal als één isomeer worden behandeld.

In sommige gevallen kan de barrière worden overschreden door quantumtunneling van de atomen zelf. Dit laatste verschijnsel verhindert de scheiding van de stereo-isomeren van het fluorochlooramine NHFCl {{Displaystyle {NHFCl}}

of waterstofperoxide H 2 O 2 {\displaystyle {\ce {H2O2}}}

, omdat de twee conformatievormen met minimale energie zelfs bij zeer lage temperaturen binnen een paar picoseconden in elkaar overgaan.

Omgekeerd kan de energiebarrière zo hoog zijn dat de eenvoudigste manier om deze te overwinnen zou zijn om tijdelijk een of meer bindingen van het molecuul te verbreken en vervolgens weer tot stand te brengen. In dat geval zijn de twee isomeren gewoonlijk stabiel genoeg om te worden geïsoleerd en als afzonderlijke stoffen te worden behandeld. Men zegt dan dat deze isomeren verschillende configurationele isomeren of “configuraties” van het molecuul zijn, en niet slechts twee verschillende conformaties. (Men moet zich er echter van bewust zijn dat de termen “conformatie” en “configuratie” buiten de chemie grotendeels synoniem zijn, en dat hun onderscheid zelfs onder chemici controversieel kan zijn.)

Interacties met andere moleculen van dezelfde of andere verbindingen (bijvoorbeeld door waterstofbruggen) kunnen de energie van conformaties van een molecuul aanzienlijk veranderen. Daarom kunnen de mogelijke isomeren van een verbinding in oplossing of in de vloeibare en vaste fasen ervan sterk verschillen van die van een geïsoleerd molecuul in vacuüm. Zelfs in de gasfase zullen sommige verbindingen, zoals azijnzuur, meestal bestaan in de vorm van dimeren of grotere groepen moleculen, waarvan de configuraties kunnen verschillen van die van het geïsoleerde molecuul.

EnantiomerenEdit

Twee verbindingen worden enantiomeren genoemd als hun moleculen spiegelbeelden van elkaar zijn, die niet alleen door rotaties of vertalingen kunnen worden laten samenvallen – zoals een linkerhand en een rechterhand. Men zegt dat de twee vormen chiraal zijn.

Een klassiek voorbeeld is broomchloorfluormethaan ( CHFClBr {\displaystyle {CHFClBr}}

). De twee enantiomeren kunnen bijvoorbeeld worden onderscheiden door of het pad F ⟶ Cl ⟶ Br {{displaystyle {F->Cl->Br}}

draait, gezien vanuit het waterstofatoom, met de klok mee of tegen de klok in. Om de ene conformatie in de andere te veranderen, moeten die vier atomen op een gegeven moment in hetzelfde vlak liggen – waarvoor hun bindingen met het koolstofatoom sterk moeten worden gespannen of verbroken. De energiebarrière tussen de twee conformaties is zo hoog dat er bij kamertemperatuur vrijwel geen conversie tussen beide mogelijk is, en dat zij als verschillende configuraties kunnen worden beschouwd.

De verbinding chloorfluormethaan CH 2 ClF {\displaystyle {CH2ClF}}

, is daarentegen niet chiraal: het spiegelbeeld van zijn molecuul wordt ook verkregen door een halve draai om een geschikte as.

Een ander voorbeeld van een chirale verbinding is 2,3-pentadieen H 3 C – CH = C = CH – CH 3 {\displaystyle {\ce {H3C-CH=C=CH-CH3}}

een koolwaterstof die twee overlappende dubbele bindingen bevat. De dubbele bindingen zijn zodanig dat de drie middelste koolwaterstoffen in een rechte lijn liggen, terwijl de eerste drie en de laatste drie op loodrechte vlakken liggen. Het molecuul en zijn spiegelbeeld zijn niet superimposabel, ook al heeft het molecuul een symmetrieas. De twee enantiomeren kunnen worden onderscheiden, bijvoorbeeld door de rechterhandregel. Dit type isomerisme wordt axiaal isomerisme genoemd.

Enantiomeren gedragen zich identiek in chemische reacties, behalve wanneer ze reageren met chirale verbindingen of in aanwezigheid van chirale katalysatoren, zoals de meeste enzymen. Om deze laatste reden hebben de twee enantiomeren van de meeste chirale verbindingen gewoonlijk duidelijk verschillende effecten en rollen in levende organismen. In de biochemie en de voedingswetenschap worden de twee enantiomeren van een chiraal molecuul – zoals glucose – gewoonlijk geïdentificeerd en als zeer verschillende stoffen behandeld.

Elk enantiomeer van een chirale verbinding roteert typisch het vlak van gepolariseerd licht dat er doorheen gaat. De rotatie heeft voor de twee isomeren dezelfde grootte maar een tegengestelde betekenis, en kan een nuttige manier zijn om hun concentratie in een oplossing te onderscheiden en te meten. Om deze reden werden enantiomeren vroeger “optische isomeren” genoemd. Deze term is echter dubbelzinnig en wordt door de IUPAC ontraden.

Stereoisomeren die geen enantiomeren zijn, worden diastereomeren genoemd. Sommige diastereomeren kunnen een chiraal centrum bevatten, andere niet.

Sommige enantiomeerparen (zoals die van trans-cycloocteen) kunnen onderling worden geconverteerd door interne bewegingen die de bindingslengtes en -hoeken slechts in geringe mate veranderen. Andere paren (zoals CHFClBr) kunnen niet worden omgezet zonder bindingen te verbreken, en zijn daarom verschillende configuraties.

Cis-trans isomerismeEdit

Een dubbele binding tussen twee koolstofatomen dwingt de resterende vier bindingen (als ze enkelvoudig zijn) in hetzelfde vlak te liggen, loodrecht op het vlak van de binding zoals gedefinieerd door zijn π orbitaal. Als de twee bindingen op elke koolstof met verschillende atomen zijn verbonden, zijn er twee verschillende conformatiemogelijkheden, die van elkaar verschillen door een draaiing van 180 graden van een van de koolstofatomen om de dubbele binding.

Het klassieke voorbeeld is dichlooretheen C 2 H 2 Cl 2 {{displaystyle {C2H2Cl2}}

, met name het structuurisomeer Cl – HC = CH – Cl {\displaystyle {{Cl-HC=CH-Cl}}}

waarbij aan elke koolstof een chloor is gebonden. Het heeft twee conformatie-isomeren, met de twee chloorverbindingen aan dezelfde kant of aan tegenovergestelde kanten van het vlak van de dubbele binding. Traditioneel worden zij respectievelijk cis (van het Latijn voor “aan deze zijde van”) en trans (“aan de andere zijde van”) genoemd; of Z en E in de door de IUPAC aanbevolen nomenclatuur. Omzetting tussen deze twee vormen vereist meestal het tijdelijk verbreken van bindingen (of het veranderen van de dubbele binding in een enkele binding), zodat de twee worden beschouwd als verschillende configuraties van het molecuul.

Meer in het algemeen komt cis-trans isomerisme (vroeger “geometrisch isomerisme” genoemd) voor in moleculen waar de relatieve oriëntatie van twee te onderscheiden functionele groepen wordt beperkt door een enigszins rigide raamwerk van andere atomen.

Bijv. in de cyclische alcohol inositol ( CHOH ) 6 {\displaystyle {{(CHOH)6}}

(een zesvoudige alcohol van cyclohexaan), verhindert de zes-koolstof cyclische ruggengraat grotendeels de hydroxyl – OH {\displaystyle {{{OH}}}

en de waterstof – H {\displaystyle {\ce {-H}}}

op elke koolstof van plaats verwisselen. Er zijn dus verschillende configurationele isomeren, afhankelijk van het feit of elk hydroxyl zich aan deze of aan de andere kant van het gemiddelde vlak van de ring bevindt. Als we geen rekening houden met isomeren die gelijkwaardig zijn onder rotaties, zijn er negen isomeren die volgens dit criterium verschillen, en zich als verschillende stabiele stoffen gedragen (twee ervan zijn enantiomeren van elkaar). De meest voorkomende in de natuur (myo-inositol) heeft de hydroxyls op de koolwaterstoffen 1, 2, 3 en 5 aan dezelfde kant van dat vlak, en kan daarom cis-1,2,3,5-trans-4,6-cyclohexaanhexol worden genoemd. En elk van deze cis-trans-isomeren kan mogelijk stabiele “stoel”- of “boot”-conformatie hebben (hoewel de barrières daartussen aanzienlijk lager zijn dan die tussen de verschillende cis-trans-isomeren).

De twee isomere complexen, cisplatine en transplatine, zijn voorbeelden van vierkante planaire MX2Y2-moleculen met M = Pt.

Cis- en trans-isomeren komen ook voor in anorganische coördinatieverbindingen, zoals de vierkante planaire MX 2 Y 2 {\displaystyle {MX2Y2}}

complexen en octahedrale MX 4 Y 2 {\displaystyle {\ce {MX4Y2}}}

complexen.

Voor complexere organische moleculen zijn de cis- en translabels ambigu. De IUPAC beveelt een nauwkeuriger labelschema aan, gebaseerd op de CIP-prioriteiten voor de bindingen op elk koolstofatoom.

Centra met niet-equivalente bindingenEdit

Meer in het algemeen kunnen atomen of atoomgroepen die drie of meer niet-equivalente enkelvoudige bindingen kunnen vormen (zoals de overgangsmetalen in coördinatieverbindingen), aanleiding geven tot meerdere stereo-isomeren wanneer verschillende atomen of groepen op die posities worden bevestigd. Hetzelfde geldt als een centrum met zes of meer gelijkwaardige bindingen twee of meer substituenten heeft.

Bijv. in de verbinding PF 4 Cl {\displaystyle {PF4Cl}}

, hebben de bindingen van het fosforatoom naar de vijf halogenen bij benadering een trigonale bipyramidale geometrie. Er zijn dus twee stereoisomeren met die formule mogelijk, afhankelijk van of het chlooratoom een van de twee “axiale” posities inneemt, of een van de drie “equatoriale” posities.

Voor de verbinding PF 3 Cl 2 {\displaystyle {PF3Cl2}}

, zijn er drie isomeren mogelijk, met nul, één of twee chloorverbindingen in de axiale posities.

Een ander voorbeeld is een complex met een formule als MX 3 Y 3 {\displaystyle {\ce {MX3Y3}}

, waarbij het centrale atoom M zes bindingen vormt met een octahedrale geometrie, heeft tenminste twee gezichtsmeridionale isomeren, afhankelijk van of de drie X {\displaystyle {\ce {X}}}

bindingen (en dus ook de drie Y {\ce {Y}}}

bindingen) zijn gericht op de drie hoeken van één vlak van de octaëder (fac isomeer), of liggen op hetzelfde equatoriale of “meridiaan”-vlak ervan (mer isomeer).

Rotamers en atropisomerenEdit

Twee delen van een molecuul die door slechts één enkele binding zijn verbonden, kunnen om die binding roteren. Terwijl de binding zelf onverschillig is voor die rotatie, zorgen aantrekkingen en afstotingen tussen de atomen in de twee delen er normaal voor dat de energie van het hele molecuul varieert (en mogelijk ook de twee delen vervormen) afhankelijk van de relatieve rotatiehoek φ tussen de twee delen. Dan zijn er een of meer speciale waarden van φ waarvoor de energie zich op een lokaal minimum bevindt. De overeenkomstige conformaties van het molecuul worden rotatie-isomeren of rotameren genoemd.

Zo kan bijvoorbeeld in een ethaanmolecuul H 3 C – CH 3 {\displaystyle {H3C-CH3}}

, zijn alle bindingshoeken en -lengtes nauw beperkt, behalve dat de twee methylgroepen onafhankelijk van elkaar kunnen roteren om de C – C {\displaystyle {\ce {C-C}}

as. Dus zelfs als deze hoeken en afstanden als vast worden aangenomen, zijn er oneindig veel conformaties voor het ethaanmolecuul, die verschillen door de relatieve hoek φ van de draaiing tussen de twee groepen. De zwakke afstoting tussen de waterstofatomen in de twee methylgroepen zorgt ervoor dat de energie geminimaliseerd wordt voor drie specifieke waarden van φ, 120° uit elkaar. In die configuraties zijn de zes vlakken H – C – C {\displaystyle {H-C-C}}

of C – C – H {\displaystyle {\ce {C-C-H}}}

liggen 60° uit elkaar. Als we rotaties van het hele molecuul buiten beschouwing laten, is die configuratie een enkelvoudige isomeer – de zogenaamde verspringende conformatie.

Rotatie tussen de twee helften van het molecuul 1,2-dichloorethaan ( ClH 2 C – CH 2 Cl {\displaystyle {\ce {ClH2C-CH2Cl}}}

heeft ook drie lokale energieminima, maar ze hebben verschillende energieën door verschillen tussen de H – H {\displaystyle {{H-H}}}

, Cl – Cl {\displaystyle {\ce {Cl-Cl}}}

, en H – Cl {\displaystyle {\ce {H-Cl}}}

interacties. Er zijn dus drie rotameren: een trans-isomeer waarbij de twee chloorgroepen op hetzelfde vlak liggen als de twee koolgroepen, maar met tegengesteld gerichte bindingen; en twee gauche-isomeren, spiegelbeelden van elkaar, waarbij de twee – CH 2 Cl {\displaystyle {-CH2Cl}}

groepen ongeveer 109° gedraaid zijn ten opzichte van die positie. Het berekende energieverschil tussen trans en gauche is ~1,5 kcal/mol, de barrière voor de ~109° rotatie van trans naar gauche is ~5 kcal/mol, en die van de ~142° rotatie van een gauche naar zijn enantiomeer is ~8 kcal/mol. De situatie voor butaan is vergelijkbaar, maar met veel lagere gauche-energieën en barrières.

Als de twee delen van het molecuul die door een enkele binding verbonden zijn volumineus of geladen zijn, kunnen de energiebarrières veel hoger zijn. Bijvoorbeeld, in de verbinding bifenyl – twee fenylgroepen verbonden door een enkele binding – geeft de afstoting tussen de waterstofatomen die het dichtst bij de centrale enkele binding liggen, de volledig vlakke conformatie, met de twee ringen op hetzelfde vlak, een hogere energie dan conformatie waarbij de twee ringen scheef staan. In de gasfase heeft het molecuul dus ten minste twee rotameren, waarbij de ringvlakken ±47° verdraaid zijn, die spiegelbeelden van elkaar zijn. De barrière tussen beide is vrij laag (~8 kJ/mol). Dit sterische hinderingseffect is meer uitgesproken wanneer die vier hydrogenen worden vervangen door grotere atomen of groepen, zoals chloor of carboxyls. Als de barrière hoog genoeg is om de twee rotamers als stabiele verbindingen bij kamertemperatuur van elkaar te scheiden, worden ze atropisomeren genoemd.

TopoisomerenEdit

Grote moleculen kunnen isomeren hebben die verschillen door de topologie van hun totale ordening in de ruimte, zelfs als er geen specifieke geometrische beperking is die hen scheidt. Lange ketens kunnen bijvoorbeeld worden gedraaid om topologisch verschillende knopen te vormen, waarbij interconversie wordt verhinderd door volumineuze substituenten of het sluiten van cycli (zoals in cirkelvormige DNA- en RNA-plasmiden). Sommige knopen kunnen in spiegelbeeldige enantiomeerparen voorkomen. Zulke vormen worden topologische isomeren of topoisomeren genoemd

Ook kunnen twee of meer van zulke moleculen in een catenaan door zulke topologische bindingen aan elkaar worden gebonden, zelfs als er geen chemische binding tussen hen is. Als de moleculen groot genoeg zijn, kan de koppeling op meerdere topologisch verschillende manieren plaatsvinden, waardoor verschillende isomeren worden gevormd. Kooiverbindingen, zoals helium ingesloten in een dodecaëder (He@C
20H
20) en koolstof peapods, zijn een soortgelijk type topologisch isomerisme waarbij moleculen met grote interne holten met beperkte of geen openingen betrokken zijn.