Inhoud... 1 I. INLEIDENDE BEGRIPPEN Enkele fundamentele definities Oorsprong van de moderne scheikunde... 6

Transcriptie

1 I. Inleidende begrippen II. Stoichiometrie III. Atoomstructuur IV. Chemische binding V. Covalente binding: structuur VI. Covalente binding: orbitalen VII. Metalen VIII. IX. Thermodynamische processen en thermochemie X. Entropie en thermodynamische evenwicht XI. Chemische evenwicht XII. Zuur-base evenwichten XIII. Oplosbaarheid van ionaire verbindingen XIV. Elektrochemie Algemene Scheikunde

2 Inhoud Inhoud... 1 I. INLEIDENDE BEGRIPPEN Enkele fundamentele definities Oorsprong van de moderne scheikunde De atomaire visie op materie De hedendaagse atoomtheorie Periodiek systeem der elementen Verbindingen: soorten en chemische formules Verbindingen: naamgeving... 9 II. STOICHIOMETRIE Mol Chemische formules en procentuele samenstelling Chemische reactievergelijking Stoichiometrische berekeningen Stoichiometrie in een oplossing Stoichiometrie in gassen Redoxreactie III. DE ATOOMSTRUCTUUR Golfkarakter van het licht Atoomspectra Het kwantummechanische atoommodel IV. DE CHEMISCHE BINDING De ionaire binding De covalente binding Eigenschappen

3 4 Intermoleculaire krachten V. COVALENTE VERBINDINGEN: RUIMTELIJKE STRUCTUUR VI. COVALENTE VERBINDINGEN: ORBITALEN Valentiebindingstheorie (VB) Hybridisatie Molecuulorbitaaltheorie Combinatie van VB-theorie en MOT VII. METALEN De structuur van metalen Binding in metalen Geleider, halfgeleiders en isolatoren Legeringen IX. THERMODYNAMISCHE PROCESSEN EN THERMOCHEMIE Definities (! Met fysische betekenis) Nulde hoofdwet van de TD Eerste hoofdwet van de TD Enthalpieverandering bij fysische veranderingen Enthalpieveranderingen bij chemische omzettingen Reversibele processen in ideale gassen X. ENTROPIE EN THERMODYNAMISCHE EVENWICHT Entropie en de tweede hoofdwet (2 de HW) Entropie en de derde hoofdwet (3 e HW) Entropieveranderingen en spontane processen Vrije-enthalpieverandering en thermodynamisch evenwicht XI. CHEMISCH EVENWICHT

4 1 De evenwichtstoestand Gebruik van de evenwichtsconstante Factoren die beïnvloeden XII. ZUUR-BASE EVENWICHTEN Classificatie van zuren en basen Eigenschappen van zuren en basen in waterige oplossingen Relatieve sterkte van zuren en basen Berekenen van de ph van waterige oplossingen Buffers Zuur-Basetitratie Polyprotische zuren XIII. OPLOSBAARHEID VAN IONAIRE VERBINDINGEN De oplosbaarheid van ionaire verbindingen in water Factoren die de oplosbaarheid beïnvloeden XIV. ELEKTROCHEMIE Galvanische cellen

5 I. Inleidende begrippen 1 Enkele fundamentele definities Scheikunde: studie van materie, haar eigenschappen, veranderingen van materie en energie veranderingen. Materie: alles met een massa en volume Massa (m) wordt uitgedrukt in kg Volume (V) wordt uitgedrukt in m³ Dichtheid (d) is de verhouding tussen massa en volume, wordt uitgedrukt in kg/m³ Atoommodel: een blik op de realiteit, een manier om de realiteit voor te stellen, een vereenvoudigde uitwerking. Het is niet het zelfde als de realiteit. 1.1 Classificatie van materie 1) Zuivere stoffen: vaste samenstelling a. Element: eenvoudigste stof met unieke eigenschappen, 1 atoom en kan niet meer ontbonden worden in eenvoudigere bestanddelen Allotropen; voorkomen van een element: >< b. Verbinding: twee of meer elementen met een vaste verhouding, unieke eigenschappen en kan ontbonden worden tot eenvoudigere bestanddelen. Isomeren; voorkomen van een verbinding: plaats-, structuurisomerie Ionaire verbindingen 2) Mengsels: a. Heterogeen: samenstelling is niet uniform, er kunnen verschillende componenten onderscheiden worden. b. Homogeen: samenstelling is uniform, er kan geen onderscheid gemaakt worden, de componenten zijn op atomaire schaal gemengd Covalente verbindingen Verschil tussen verbinding en mengsel: - De verhouding van de componenten: constant (v) >< niet constant (m) - Individuele eigenschappen van de componenten: kunnen niet waargenomen worden omdat ze nieuwe eigenschappen hebben (v) >< kunnen waargenomen worden (m) - De componenten kunnen gescheiden worden: chemische methoden (v) >< fysische methoden (m) 1.2 Eigenschappen van materie Eigenschappen: Karakteristieken die een stof zijn eigen identiteit geven, die een stof uniek maakt. Samenstelling: de soorten en hoeveelheden stoffen in een materie 1) Fysische eigenschappen: deze vertoont een stof op zich zelf, zonder te veranderen in of reageren met een andere stof - Kleur - Kookpunt - Smeltpunt - Elektrische geleidbaarheid - Dichtheid 4

6 Fysische verandering: fysische vorm verandert, samenstelling blijft het zelfde - Smelten - Verdampen - Condenseren 2) Chemische eigenschappen: deze vertoont een stof wanneer ze verandert in of reageert met een andere stof - Brandbaarheid - Corrosiviteit - Reactiviteit met water Chemische verandering/reactie: een stof wordt omgezet in een andere stof en haar samenstelling wijzigt, en dus ook de chemische én fysische eigenschappen. - Elektrolyse 1.3 Aggregatietoestanden van materie - Vaste stof: vast en neemt niet de vorm aan van het vat Sterk geordend. - Vloeistof: neemt de vorm aan van het vat maar vult het naar zijn eigen volume, heeft een oppervlak Dicht bij elkaar maar ongeordend. - Gas: neemt de vorm aan van het vat en vult het volledig Ver uit elkaar en ongeordend. Faseovergangen: het overschakelen van de ene aggregatietoestand naar de andere. 1) Vast vloeistof: smelten Vloeistof vast: bevriezen 2) Vloeistof gas: verdampen Gas vloeistof: condenseren 3) Gas vast: sublimeren Vast gas: sublimeren 1.4 Belang van energie in de studie van materie Fysische en chemische veranderingen energie veranderingen Energie (E): het vermogen om arbeid te verrichten en / of warmte te produceren, eenheid: Joule (J) Arbeid (W) verrichten: object verplaatsten, eenheid: Joule (J) Warmte: energie die vrijkomt op met een temperatuur dan die van het object Totale energie: Potentiële energie (E p) + kinetische energie (E k) Kinetische energie: beweging van het object Potentiële energie: positie van het object in een krachtveld Energie wordt behouden, het kan niet ontstaan of verdwijnen, het kan enkel van graad veranderen. Elektrostatische krachten: tegengestelde ladingen (C) trekken elkaar aan, gelijke stoten elkaar af. Coulombkracht (J/m): Coulomb potentiële energie (J): De Coulomb potentiële energie: deeltjes streven naar een zo laag mogelijke stabieler - Deeltjes met de zelfde lading, hoe kleiner, hoe groter, hoe minder stabiel - Deeltjes met een tegengestelde lading, hoe kleiner, hoe kleiner, hoe stabieler De chemische potentiële energie: positie van negatieve en positieve deeltjes en hun onderlinge aantrekking, hoe hoger de chemische potentiële energie, hoe minder stabiel de verbindingen. 5

7 2 Oorsprong van de moderne scheikunde Lezen 3 De atomaire visie op materie Dalton: - Wet van behoud van massa - Wet van constante verhoudingen + wet van Lavoisier = massawetten - Wet van de meervoudige verhoudingen 3.1 Waarnemingen leiden tot atomaire visie op materie Wet van constante verhoudingen (Proust) Wet: In een gegeven chemische verbinding zijn de massaverhoudingen van de samenstellende elementen constant, onafhankelijk van de oorsprong van de verbinding of de manier van bereiding contant Enkele verbindingen voldoen niet aan deze wet: niet-stoichiometrische verbindingen Wet van meervoudige verhoudingen (Dalton) Binaire verbindingen: verbindingen die 2 elementen bevatten. Vb.: uit C en O kunnen 2 verschillende binaire verbindingen gevormd worden. Wet: indien twee elementen A en B een serie van verbindingen vormen, verhouden de massa s van het element B die combineren met een constante massa van het element A zich als kleine gehele getallen 3.2 Atoomtheorie van Dalton 1) Elementen bestaan uit kleine, ondeelbare atomen 2) Alle atomen van een gegeven element hebben: identieke eigenschappen identieke massa 3) Verschillende chemische elementen bestaan uit verschillende atomen de atoomsoorten verschillen in massa; massa is karakteristiek 4) Atomen zijn onverwoestbaar en behouden hun identiteit steeds ~ wet van behoud van energie 5) Chemische verbindingen: atomen van verschillende elementen worden gecombineerd waarbij de verhouding steeds gelijk is ~ constante verhoudingen De relatieve massa van atomen en chemische formules Voor de massa van een atoom nam Dalton waterstof als referentie punt. Water (volgens Dalton OH): - Verhouding 1/1 - In water zit 8g O voor iedere g H O is 8x zwaarder dan H foutieve hypothese omwille van de foute relatieve atoommassa Gaswetten: - P*V = constant - V/T = contant 6

8 P*V = k*t met k als evenredigheidsconstante afhankelijk van de aard van het gas Evaluatie van het atoommodel van Dalton - Massawetten in termen van atomen: v - Relatieve atoommassa s en chemische formules: v Te kort: verklaring voor het binden van atomen 4 De hedendaagse atoomtheorie Dalton: atoom in ondeelbaar, maar wel karakteristiek Thomson: ontdekt de elektronen (negatief) in een positieve wolk, tot een neutraal atoom Rutherford: positieve massieve kern, met elektronen wolk rond = Huidige atoomtheorie Een atoom: - Bouw o o Minieme massieve kern van protonen en neutronen Grote elektronen wolk met negatieve ladingen worden samen gehouden met een Coulomb kracht waardoor de atoom in zijn geheel stabieler is dan de negatieve ladingen en positieve. Ladingen worden omgezet van Coulomb naar e, om gemakkelijker te tellen - Diameter van een atoom: gemiddeld m - Relatieve atoommassa van 1 Mol: getallen in het periodiek systeem t.o.v. het referentie punt, uitgedrukt in amu. - Mol: ook hier referentie punt, waarvan 12g 6,022x10 23 deeltjes zijn (=1 mol = deeltjes ) De massa van 1mol (molaire massa, MM) van een stof komt overeen met de relatieve atoommassa. (g/mol) Vastgelegd door massaspectrometrie: een atoom wordt in een kamer gezet, opgewarmd, en door een buis gestuurd, met een magnetisch veld; de deeltjes met de laagste massa buigen het meest af detector kan aantal deeltjes en verschillende deeltjes detecteren. - Elementen: o Protonen: ongeveer 1830x zo zwaar als een elektron bevat de massa van het atoom o Elektronen o Neutronen - Identiteit: aantal protonen : o Met X als symbool voor het element o Met Z als atoomgetal: # protonen o Met A als massagetal: # protonen en neutronen 5 Periodiek systeem der elementen Waarom? - Mensen wilde een rangschikking op basis van de eigenschappen Mendeljev: - Er IS een natuurlijke rangschikking waaruit de eigenschappen naar boven komen. rangschikken volgens stijgende atoommassa (nu volgens atoomgetal) Opbouw: 7

9 - Rijen: perioden - Kolommen: groepen De twee eerste kolommen en de laatste 3 zijn de hoofdgroepen De B Groepen zijn de transitiemetalen! Onderscheid tussen metalen en niet-metalen: naamgeving! 6 Verbindingen: soorten en chemische formules 6.1 Inleiding tot een chemische binding Wat? Een chemische binding is de interacties tussen de deeltjes. Waarom? Elektronen apart zijn minder stabiel dan de atomen, dankzij verschillende krachten, dit hebben we analoog voor atomen en moleculen. Soorten? - Ionaire verbindingen: overdracht van elektronen (is in realiteit nooit zuiver ionair) - Covalente verbindingen: delen van elektronen Verschillen: o Moleculen (C) >< Ionen (I) o Niet-metalen (C) >< Niet-metalen en metalen (I) o Geringe geleidbaarheid (C) >< Goede geleidbaarheid in vloeibare vorm (I) Speciaal geval: Poly-atomaire ionen: een ionaire verbinding tussen covalent gebonden atomen Ionaire verbinding Tussen? Metalen en niet-metalen Hoe? - Metalen staan e - af en worden zo een kation - Niet-metalen neemt de e op en worden zo een anion ( ) - Het kation ( )samen en anion komen samen tot een stabieler geheel Eigenschap? Ionaire verbindingen zijn neutraal Covalente verbinding Tussen? 2 niet-metalen Hoe? - Atomen komen op een ideale afstand waarbij de potentiële energie minimaal is, er is een evenwicht tussen de afstotende en aantrekkende kracht. - De elektronen behoren tot beide kernen. 6.2 Chemische formules en moleculaire massa Verschillende types chemische formules: - Empirische formule: relatief aantal atomen van de verbinding - Moleculaire formule: werkelijk aantal atomen van de verbinding - Structuur formule: aantal atomen en hun binding Chemische modellen - Bal-en-stokmodel/staafmodel: het 3D uittekenen van de atomen (ballen) en verbindingen (stokken/staven) - Ruimte vullend mode volgens de van der Waalsstraal: in elkaar gedrongen gekleurde bollen met een bepaalde straal. Moleculaire massa = som van de atoommassa s van alle atomen in een molecule van de verbinding 8

10 7 Verbindingen: naamgeving 7.1 Kationen en anionen Mono-atomaire kationen Naam van het element + lading in romeinse cijfers tussen haakjes + -ion. Lading hoeft enkel vermeld te worden als er meerdere types van het kation bestaan Mono-atomaire anionen Vorm van de naam eindigend op ide + ion. - Hybride ion H - - Bromide ion Br - - Fluoride ion F - - Jodide ion I - - Chloride ion Cl - - Oxide ion O 2- - Sulfide ion S 2- - Nitride ion N 3- - Fosfide ion P Poly-atomaire ionen Vaste namen - Ammonium ion NH Kwik(I)-ion Hg Cyanide ion CN - - Nitraat ion NO Chromaat ion CrO Dichromaat ion Cr 2O Sulfaat ion SO Thiosulfaat ion S 2O Carbonaat ion CO Hydroxide ion OH - - Peroxide ion O Acetaat CH 3COO - - Permangaat ion MnO Oxalaat ion C 2O Formiaat ion HCOO - - Fosfaat ion PO Chloraat ion ClO Azide ion N Naamgeving van de ionaire bindingen Binaire ionaire verbindingen Type I Type I: een metaal dat slechts als één kation kan voorkomen Naam van het kation + naam van het anion Binaire ionaire verbindingen Type II Type II: een metaal dat als verschillende kationen kan voorkomen (lading wordt tussen haakjes vermeld) Naam van het kation + naam anion! Hydraten: ionaire verbinding waarbij een aantal watermoleculen worden opgenomen, hier bij wordt er aan de naam nog een deel toegevoegd dat op het opgenomen water slaat: hoeveelheid + -hydraat: ½ : hemihydraat, 1: mono-, 2: di-, 3: tri-, 4: tetra-, 5: penta-, 6: hexa-, 7: hepta-, 8: octa-.! Anhydratische verbinding: verbinding waarbij door opwarming water onttrokken werd. 7.3 Naamgeving van covalente verbindingen Binair covalente verbindingen - Eerste element wordt eerst genoemd, met de volledige naam van het element - Tweede element wordt benoemd alsof het een anion is. - Griekse voorvoegsels worden gebruikt om elk aantallen aan te duiden Tenzij mono voor het eerste element, dit wordt weggelaten Binair covalente verbindingen met enkel C en H (Koolwaterstoffen) Aromatische KWS: bevatten een benzeenring 9

11 Alifatische KWS: - Verzadigde KWS: alkanen (enkel enkele bindingen) - Onverzadigde KWS: o Alkenen: minstens 1 dubbele binding o Alkynen: minstens 1 drievoudige binding C-atomen - Primair: gebonden aan 1 ander C atoom - Secundair: gebonden aan 2 andere C atomen - Tertiair: gebonden aan 3 andere C atomen - Quaternair: gebonden aan 4 andere C atomen a) Naamgeving van de alkanen - Zoek de langste keten, benoem volgens aantal C-atomen o 1: methaan o 4: butaan o 7: heptaan o 2: ethaan o 5: pentaan o 8: octaan o 3: propaan o 6: hexaan o 9: nonaan - Nummer de vertakkingen zo, dat ze het laagste nummer hebben - Benoem de vertakkingen volgens aantal C-atomen in de vertakking o 1: methyl o 2: ethyl o 3: propyl o 4: butyl - Orden de naam: eerste de plaatst nummer van de vertakkingen, alfabetisch geordend, aangevuld met Griekse cijfers voor de hoeveelheid.! Speciale vertakkingen: - s-propyl, s-butyl: een rechtlijnige vertakking, maar aanhechting aan een secundair C-atoom - i-butyl: een vertakte vertakking, aanhechting aan een primair C-atoom - t-butyl: een vertakte vertakking, maar aanhechting aan het tertiair C-atoom! Speciale ketens/vertakking: - Cyclo- : de keten vormt een ring, maar kan ook als vertakking optreden. b) Naamgeving van alkenen Verloopt analoog met de alkanen, vergeet enkel de plaats van de dubbele binding niet te vermelden. Komen er meer dubbele bindingen voor: vóór de een uitgang plaats je het Griekse voorvoegsel. c) Naamgeving van alkenen Verloopt analoog met de alkanen, vergeet enkel de plaats van de drievoudige binding niet te vermelden. Komen er meer drievoudige bindingen voor: vóór de yn uitgang plaats je het Griekse voorvoegsel. Komen er zowel dubbele als drievoudige bindingen voor: splits de uitgang op in en & yn, zet de nummer van de dubbele binding voor de langste keten naam en die van de drievoudige binding voor - yn Covalente verbindingen met overwegend C en H Moleculen met een functionele groep en voornamelijk C en H-atomen. - Alcohol: -OH - Nitrile: -C=N - Ether: -O- - Aldehyde: =O, -H - Thiol: -SH - Keton: =O - Amine: -NH 2 - Carbonzuur: =O, -OH Deze hebben elk een eigen uitgang voor de naamgeving. - Ester: =O, -O- - Amide: =O, -NH 2 - Hallogeen: -X 10

12 Andere structurele groepen: - Fenylgroep (C 6H 5-) - Benzylgroep (C 6H 5CH 2-) 7.4 Naamgeving van zuren Waterstof + naam anion. - Vinylgroep (CH 2=CH-) - Allylgroep (CH 2=CHCH 2-) - Actylgroep (CH 3CO-) I. INLEIDENDE BEGRIPPEN: FORMULES Massafractie: Massapercentage: Arbeid Kracht Behoud van energie: Kinetische energie: Potentiële energie: Coulombkracht: Wet van constante verhoudingen Atoomtheorie van Dalton Gaswet: 11

13 II. Stoichiometrie 1 Mol 1 mol ( ) is de hoeveelheid stof die evenveel deeltjes bevat als 12g van koolstof-12. Het getal van Avogadro ( ) is dat aantal deeltjes, namelijk 6,022x Molaire massa van een mol atomen, komt overeen met de relatieve atoommassa van dat element ( ) Isotoopmassa, atoommassa en moleculaire massa: amu Molaire massa : g/mol 2 Chemische formules en procentuele samenstelling 2.1 Bepalen van de procentuele samenstelling uit de moleculaire formule Massapercentage: ( ) ( ) ( ( )) ( ( )) Massafractie: ( ) ( ( )) 2.2 Bepaling van de formule van een onbekende verbinding Gegevens: - Stof A, stof B en stof C, verbinding met A (va), verbinding met B (vb) - Totale massa: mt - Massa van de verbinding met stof A: mva - Massa van de verbinding met stof B: mvb Uitvoering: Stof A wordt volledig omgezet naar de verbinding met A - Massafractie van A in va berekenen - Massa van A (ma) in va berekenen: massafractie * mva - Massaprocent (ma%) van A in ABC: ma/mt*100% Stof B wordt volledig omgezet naar de verbinding met B Analoog Stof C: mc% = 100% - ma% - mb% Omzetting: Vereenvoudiging tot kleine gehele getallen 12

14 3 Chemische reactievergelijking Reactanten producten Het aantal en soort atomen voor de pijl moet overeen komen met het aantal en soort na de pijl. Stoichiometrische coëfficiënten brengen de reactie in evenwicht. 3.1 Betekenis van een reactievergelijking in evenwicht Geeft: - Identiteit van de reactanten en producten - Hoeveelheden - Tussen haakjes de fysieke toestand van de stof (s/v ~ vast, l ~ vloeistof, g ~ gas, aq ~ waterige opl.) 3.2 Schrijven van een chemische reactie (aq) Soorten reactievgl n: - Moleculaire reactievgl: volledige ongesplitste ionaire verbindingen als of het moleculen zijn. - Ionaire reactievgl: moleculen worden opgesplitst in ionen. - Netto-ionaire reactievgl: zonder de spectatorionen (ionen die niet rechtstreeks deelnemen) 3.3 Eigenschappen (aq) Zuren en basen Zuur + water (zuur - zuur H-atoom) + hydroniumion - Zuur H-atoom: H + - Hydroniumion: H 3O + Zuren met 1 zuur H-atoom: monoprotische zuren Zuren met 2 zuur H-atomen: diprotische zuren Zuren met 3 zuur H-atomen: triprotische zuren Alg.: polyprotische zuren Base + water (base-ion) + hydroxide ion - Hydroxide ion: HO - Onderscheid tussen sterke en zwakke basen en zuren: hoe sterker, hoe meer ionisatie Elektrolyten en niet-elektrolyten Elektrolyten komen voor in een verbinding van ionen (geleiden elektrische stroom). Zwakke en sterke: meer ionen en minder bindingen, vormt een sterkere elekrolyt. Niet-elektrolyten komen voor in een verbinding van moleculen (geleiden geen elektrische stroom). 3.4 Types chemische reacties Neutralisatiereactie Zuur + base(metaalhydroxide) zout + water Precipitatiereactie Vorming van neerslag: twee sterke elektrolyten - Onoplosbaar: <0.1g/liter - Matig oplosbaar: g/liter - Oplosbaar: >10g/liter onoplosbare vaste stof 13

15 4 Stoichiometrische berekeningen 4.1 Hoeveelheden reactanten en producten Coëfficiënten zijn hoeveelheden moleculen Massa s bepalen Massa van A is gegeven Massa van B, C en D is gevraagd,,,, Chemische reacties in sequenties en (globale netto reactie) Chemische reacties met een reactant in ondermaat Stel 1 van de reactanten is in ondermaat, d.w.z. dat de reactie maar voor een deel zal doorgaan en dat er een deel van de reactant in overmaat zal overblijven. Hoe kan men dan de hoeveelheid producten vaststellen. Reactie: Hoeveelheden: en (in mol, dus eerst omzetten van kg naar mol ) Normale verhouding: voor van, heb je van nodig en krijg je Nu: voor van, heb je van nodig en krijg je van Dit is de theoretische (of maximale) opbrengst: vaak nooit bereikt door nevenreacties en nevenproducten. De actuele opbrengst is wat er dan wel in de praktijk bereid kan worden. De procentuele opbrengst is de verhouding van de actuele op de theoretische in een percentage. 5 Stoichiometrie in een oplossing Reactievgl is in mol. Berekeningen gebeuren met de concentraties:, uitgedrukt in molariteit ( ) 5.1 Berekeningen Volume van A is gegeven Volume van B, C en D is gevraagd,,,, 14

16 6 Stoichiometrie in gassen 6.1 De ideale gaswet N.O. - P is de druk (Pa) 1 bar = Pa - V is het volume (m³) m³ - n is het aantal mol (mol) 1 mol - R is de gasconstante (J/mol K) J/mol K - T is de temperatuur (K) 0 C = 273 K, 6.2 Totaaldrukken >< partieel drukken in een mengsel : som van de mol hoeveelheden. ( aantal deeltjes is belangrijk, niet de soort) Molfractie: Partieeldruk: 6.3 Stoichiometrische berekeningen met gassen Reactie met enkel gassen: gasfasereactie Partiële druk van water: dampdruk van water 7 Redoxreactie Oxidatie: toevoeging van zuurstof, verlies van elektronen, gebeurt door de reductans Reductie: vrijstellen zuurstof, opnemen van elektronen, gebeurt door de oxidans 7.1 Oxidatiegetal - Elementaire toestand: - Mono-atomische ion: - Poly-atomische ion: - Som van de OG is nul in een neutrale verbinding en gelijk aan de netto-lading in een geladen verbinding. 7.2 In evenwicht brengen van redoxreacties / De half-reactiemethode 1) Zoek half-reacties 2) Breng in evenwicht voor O,H en e - 3) Breng onderling in evenwicht voor e - 4) Tel half-reacties op 15

17 III. De atoomstructuur Atoom volgens Rutherford en Newton - Kern (+) - Elektronen (-) op banen rond de kern Wetten van de elektriciteit; energie wordt afgegeven In dit geval: tragere snelheid, kleinere straal elektronen botsen op de kern. nieuw atoommodel: Bohr: Atoomspectra: licht uitgestraald door geëxciteerde atomen Licht verschijnselen: - Licht als golfverschijnsel - Licht als discontinue stroom van discrete energiedeeltjes (fotonen, lichtquanta) Duaal karakter. 1 Golfkarakter van het licht Golf: verschijnsel dat zich in de ruimte en tijd periodisch uitbreidt. Lichtgolf: een oscillerende elektrische en magnetische krachtvelden. Elementen: - Golflengte : de kortste afstand tussen twee punten in de zelfde triltoestand kleur - Amplitude : maximale uitwijking lichtintensiteit - Snelheid in het luchtledige ( ) - Frequentie : aantal golflengten per seconde ( ) Elektromagnetisch spectrum: vele verschillende golflengten/frequenties: breed bereik, klein deel zichtbaar voor de mens. Golf-deeltjeskarakter: energie van fotonen (lichtquanta, energiedeeltjes) frequentie: Met: met (de constante van Planck) 2 Atoomspectra Geëxciteerde (overmaat aan energie) atomen licht door een nauwe spleet en een prisma: emissiespectrum - Atomen: lijnenspectrum: enkel fotonen met welbepaalde golflengten, energieën. (*) - Wit licht: continu emissiespectrum (*) Welbepaalde energieën zijn toegelaten, het atoom is gequantiseerd. = Verzameling van discrete energieniveaus die beschikbaar zijn voor het elektron. De overgang van een elektron tussen de niveaus geven de aanleiding tot emissie (steeds van een hoger energieniveau naar een lager): 16

18 Met: - : energieverschil tussen de betrokken energieniveaus - : constante van Planck - : lichtsnelheid - : frequentie van het uitgestraalde licht - : golflengte van het uitgestraalde licht Het omgekeerde van emissie is absorptie: Dit spectrum verkrijgen we door op een atoom wit licht te schijnen, het patroon is net omgekeerd, maar ook met lijnen. 2.1 Atoommodel van Bohr Basis: - Bestaan van stationaire toestanden: toestanden waarin de energie van het elektron niet verandert Stationaire banen gekenmerkt door een quantisatievoorwaarde op de straal van de baan. - Frequentievoorwaarde: energie bij een transitie tussen banen: Gequantiseerde energie en discrete energietoestanden vaste banen met straal: Met: - Z: atoomgetal - : permitiviteit ( ) - : constante van Planck ( ) - : massa van elektron ( ) - : een natuurlijk getal vaste energiewaarden: [ ] Negatief teken: energietoestanden zijn gebonden Grondtoestand: Oneindige toestand: : Geëxciteerde toestanden: (onstabiel) terug keren naar grondtoestand, hierbij straalt het elektron energie uit. Hoofdkwantumgetal - Nummer van de banen bepaalt de energie op een baan - Letter van de banen: K, L, M, N, Energieverschil bij het bewegen tussen banen: Bij absorptie: Bij emissie: Frequentie van het uitgestraalde licht: ( ) Golflengte van het uitgestraalde licht: ( ) ( ) ( ) 17

19 Ionisatie Energie (IE) : energie nodig om een elektron van het atoom te verwijderen. - Energie: (Joule) - IE: (Joule/mol) = (Joule/elerktonen) (elektronen/mol) 3 Het kwantummechanische atoommodel Golfgedrag van een elektron is te vergelijken met een staande golf, gekenmerkt door: Met: - : lengte van het koord (de golf) - : een natuurlijk getal - : golflengte :, twee knopen drie knopen vier knopen Omtrek van elke toegelaten cirkelbaan = (k, geheel getal) Verband tussen fotonen ( licht) en elektronen ( staande golf) Fotonen Elektronen Energie Golflengte Onzekerheidsprincipe van Heisenberg: Men kan niet plaats en snelheid tegelijk van een klein voorwerp (elektron) weten. Statistische beschrijving: probabiliteit: - Golfvergelijking: wiskundige beschrijving voor het golfgedrag oplossen - Golffuncties of atoom orbitaal: 3D beschrijving van één staande golf met welbepaalde frequentie in de energietoestand o o Kwantumgetallen Energieniveau Met: (Bohrse straal) Complexe vergelijkingen worden opgesplitst naar de verschillende assen: x, y en z. - ²: probabiliteit om een e in toestand i in een punt op afstand r van de kern aan te treffen ²: probabiliteitsdensiteit : probabiliteitsamplitude golffunctie ²: elektronendensiteit : probabiliteitsdistributie Aanduiding met kleurenintensiteit: elektronendensiteitsmap Aanduiding met oppervlak: orbitalen Totale probabiliteit: : Radiale probabiliteitsdistributie (RPD) 18

20 3.1 Kwantumgetallen Hoofdkwantumgetal n - Energie van het elektron en de grootte van het orbitaal - - De energie stijgt naarmate n stijgt Nevenkwantumgetal - Ruimtelijke vorm - Bij een waarde, kan alle gehele waarden aan nemen tussen 0 en Magnetisch kwantumgetal - Oriëntatie - Bij een waarde, kan alle gehele waarden aan nemen tussen en Spinkwantumgetal - Spinrichting - Steeds en enkel: +½ of -½ Uitsluitingsprincipe: Binnen een atoom bestaan er geen twee elektronen met 4 dezelfde kwantumgetallen. per orbitaal slechts twee atomen: één met een positieve en één met een negatieve 3.2 Orbitalen Grootte van een orbitaal:, de gemiddelde afstand van de kern tot een elektron in een orbitaal met kwantumgetallen en. 1) Gegeven : hoe groter, hoe groter het orbitaal 2) Gegeven en : aantal knopen:, aantal radiale knopen: 3) Als de afstand r tot de kern tot nul nadert, nadert tot nul, met uitzondering van het s orbitaal. Enkel een elektron in een s orbitaal heeft een eindige probabiliteit Het s orbitaal - - Enkel afhankelijk van de straal, niet van een hoek: sferisch symmetrisch - Bolvormig: elektronendensiteit is symmetrisch verdeeld rond de centraal gelegen kern - Vanaf zijn er ook radiale knopen o Lage waarden van r : > 0 Radiale knoop ( ) o Hogere waarden van r : < 0 Maxima van elektronendensiteiten worden gescheiden door sferisch radiale knopen ( ) Het p orbitaal Afhankelijk van de straal en richting: o : maximale waarden langst de x-as, nul in het yz-vlak (knoopvlak) o : maximale waarden langst de y-as, nul in het xz-vlak 19

21 o : maximale waarden langst de z-as, nul in het xy-vlak - Vanaf zijn er ook radiale knopen Het p orbitaal Afhankelijk van de straal en richting: o : maximale waarden langst de x-as, nul in het yz-vlak (knoopvlak) o : maximale waarden langst de y-as, nul in het xz-vlak o : maximale waarden langst de z-as, nul in het xy-vlak - Vanaf zijn er ook radiale knopen Het d orbitaal Afhankelijk van de straal en richting: o d xy, d yz, d xz, d x²-y² : vier lobben rond de oorsprong, gescheiden door twee knoopvlakken o d z² (=d z²-x² - d z²-y²) : twee lobben langst de z-as, een ring in het xy-vlak Het f orbitaal Afhankelijk van straal en richting (7 verschillende orbitalen) 3.3 Elektrostatische effecten en opsplitsing van energieniveaus In een atoom met meerdere elektronen: energie bepaald door en. Zelfde maar verschillende : energieverschil door elektron-elektron repulsie (afstoting) Over verschillende : energie verschil door kern-elektron repulsie (aantrekking) vooral de valentie elektronen ondervinden voornamelijk afstoting, doordat ze zo ver van de kern liggen: Z eff (de effectieve kernlading = Z - n) is hier zeer laag. De energie en Bohrse straal kan zo opnieuw geformuleerd worden: - [ ] - [ ( Ook het verschil in radiale probabiliteit zorgt voor energieverschillen. ( ) )] 3.4 Elektronenconfiguratie In grondtoestand, volgens het aufbau-principe: 1) Atoomorbitalen met laagste energie worden eerst gevuld 2) Binnen een atoomorbitaal: twee elektronen met tegengesteld spinkantumgetal 3) Als twee of meer atoomorbitalen de zelfde energie hebben worden ze eerst allemaal half gevuld, dan pas volledig aangevuld Soms wordt hiervan afgeweken omdat een d orbitaal soms minder energie heeft dan een p orbitaal bv. In symbolen : ns 1 n : hoofdkwantumgetal, nummer van de schil s (of p, d, f) : atoomorbitaal 1 (of meer) : aantal elektronen in deze binding. 3.5 Periodiek systeem der elementen 4 blokken: - IA en IIA: s-blok - IIIA en IVA: p-blok Opvulling van alle orbitalen tot en met het verdoemde orbitaal Rijen (periode): - Transitiemetalen: d-blok - Actiniden/lanthaniden: f-blok 20

22 Stijgende waarden (links rechts) van energieën van de atoomorbitalen. Groepen: Binnen een groep steeds dezelfde elektronenconfiguratie voor de valentie elektronen (valentie elektronen bepalen voornamelijk de eigenschappen, vandaar binnen een groep gelijkaardige chemische eigenschappen) Atoomstralen Binnen een groep neemt de atoomstraal toe van boven naar onder: hoe groter n, hoe groter de atoomstraal. Binnen een periode neemt de atoomstraal af van links naar rechts: hoe groter Z eff, hoe kleiner de atoomstraal. Afwijkingen hiervan: transitiemetalen - Begin periode: minder afscherming tussen de bijkomende d-elektronen: Z eff neemt toe - Einde periode: meer efficiënte afscherming en toenemende e-e repulsie - Tussen de periodes: klein verschil van straal: tussenvoegen van de lanthaniden-elementen Ionenstralen Hoofdgroepen: hoe minder elektronen (+ toename in Z eff), hoe kleiner kationen Halogenen: hoe meer elektronen (+ daling in Z eff), hoe groter anionen Let op de tussenkomst van de transitiemetalen. 3.6 Ionisatie energie IE = energie nodig om een elektronen te verwijderen van een geïsoleerd neutraal atoom in gasfase. Altijd positief! Binnen een groep: neemt af van boven naar onder: hoe lager Z eff, hoe lager IE. Binnen een periode: neemt toe van links naar rechts: hoe hoger Z eff, hoe hoger IE. Meerdere IE 1 e IE: verwijderen van 1 elektron. 2 e IE: verwijderen van een elektron van een reeds 1lading positief ion. 3 e IE: verwijderen van een elektron van een reeds 2lading positief ion. Waarbij IE.1 < IE.2 < IE.3 < 3.7 Elektronenaffiniteit EA = energieverandering bij het opnemen van elektronen van een neutraal geïsoleerd atoom in gasfase. Altijd negatief! Groep 7A: meest negatieve waarden. Groep 2A en 8A: nagenoeg nul of zelfs positief. Negatieve EA: - Aantrekking tussen kern en opgenomen elektron - Grote Z eff en plek voor nieuwe elektronen op hun valentieschil Positieve EA - Toename van e-e repulsie door de opname van een elektron - Gevulde valentieschillen en lage Z eff 21

23 IV. De chemische binding Chemische bindingen zijn de krachten die de atomen in een verbinding samenhouden. Manier van interageren heeft een invloed op fysische en chemische eigenschappen. Waarom bindingen: zo laag mogelijke energie: een binding treedt op als een agglomeraat van atomen stabieler is dan de afzonderlijke atomen. Kennis over die krachten geeft kennis over: - Fysische en chemische eigenschappen - Scheikundige reacties Eigenschappen: smeltpunt, kookpunt, hardheid, geleidbaarheid, oplosbaarheid hangt af van de aard van de interactie Ionaire binding: overbrengen van elektronen Covalente binding: delen van elektronen Covalente binding met een ionair karakter: ongelijke deling Gedrag: ladingsverdeling Sterkte: bindingsenergie Spectroscopie: structuur en niveaus Opstellen van modellen als versimpeld beeld van de realiteit. - Octetstructuur: ionen hebben in neutrale toestand 8 valentie elektronen. Atomen met overschot (1-3 valentie e) gaan die geven aan atomen met tekort (5, 6, 7) - Lewisstructuur: het element met bolletjes (valentie e - ) en streepjes (valentie e - -paren) Moleculaire stabiliteit: hoeveelheid energie stabieler dan de atomen is afzonderlijke toestand, op oneindige afstand en in rust: Mol. stab. = Bindingsdissociatie energieën haalt men uit de volledige BDE van dezelfde bindingen en deze worden dan verder gebruikt in andere moleculen opgesteld uit verschillende atomen. - Valentiebindingstheorie (VB): manier van delen, vanuit kwantummechanische perspectief Geometrie bindingselektronen - Valentieschaalelektronenpaarrepulsietheorie (VSEPR): geometrie van verbindingen - Molecuulorbitaaltheorie (MOT): kwantummechanische beschrijving van verbindingen 1 De ionaire binding Wie? Metalen met niet-metalen. Hoe? Elektronenoverdracht. Resultaat? Ionaire vaste stof: regelmatige rangschikking van tegengestelde geladen ionen, stabieler (lagere energie dan de individuele atomen). 1.1 Roosterenergie = maat voor de sterkte van de aantrekkingskracht tussen de tegengesteld geladen ionen in het kristal. De energieverandering die optreed wanneer afzonderlijke gasvormige ionen samengebracht worden met vorming van een ionaire vaste stof. 22

24 Energie is een toestandsfunctie: opsplitsing in deelreacties en individuele energieveranderingen: 1) Vaste stoffen naar gasvorm brengen (endotherm proces: sublimeren/verdampen) 2) Vorming van een kation ( X X + +e - ) 3) Atoom halen uit een molecule ( 1/n Y n Y ) 4) Vorming van een anion ( Y + e - Y - ) 5) Roosterenergie = ( ) (q ladingen, r kortste afstand tussen de ionen) GLOBALE REACTIE: X + Y = XY Belang van de lading van de ionen Het kost meer energie om een tweede ionisatie uit te voeren, toch kan dit soms gebeuren door de grootte van de lading die kan vrijkomen door de vorming van het rooster. Uiteindelijke globale energie is lager. Zal niet voorvallen als de atomen na een eerste ionisatie een stabiele edelgasconfiguratie hebben Belang van de afmeting van de ionen Binnen een zelfde groep neemt de ionenstraal toe van boven naar beneden. De aantrekkingskracht neemt af. De roosterenergie neemt af. 1.2 Eigenschappen 1) Niet kneedbaar, niet vervormbaar, breken bij uitwendige kracht. Sterke elektrostatische aantrekkingskrachten 2) Geleiden geen stroom in vaste toestand, wel gesmolten of in waterige oplossing. Vaste toestand: gefixeerd op hun posities 3) Hoog kook en smeltpunt Grote hoeveelheid energie nodig om hun roosterpatroon te verbreken In gasvorm komen ze zelfs nog steeds voor in ionenparen 2 De covalente binding Wie? Niet-metalen. Hoe? Delen van elektronen door interactie tussen elektronen en kernen. Wanneer? Bij minimale potentiële energie (moleculaire stabieler) : Bindingslengte: ideale afstand tussen de kernen (Enkelv. covalente binding: r xy = r x + r y) Bindingsenergie (BD) = bindingsdissociatie energie (BDE) : hoeveelheid energie nodig om de binding te breken We beschouwen een molecule als opgebouwd uit discrete chemische bindingen tussen de atomen: Fundamentele bouwstenen verbonden door discrete verbindingen die in elke molecule ongeveer gelijke energieën hebben. Verschillende bindingen bindingsorde - Enkelvoudige binding - Dubbele binding - Drievoudige binding Nauw verband tussen bindingslengte, -sterkte en orde: orde, lengte, sterkte MODELLEN 23

25 1) Elektronische structuur: gelokaliseerd-elektronenmodel - Gelokaliseerde elektronenparen vrije elektronenparen - Elektronen tussen de atoomkernen bindingselektronen Uitgaande van enkele modellen: Lewistheorie: verdeling van de valentie elektronen Lewissturctuur geeft de verdeling van de valentie elektronen in een molecule. streven naar 8 valentie elektronen: octetstructuur. UITZONDERINGEN: - 2A 3A: elektronendefficiënte verbinding: minder dan 8. - Hoger dan 3 e periode: meer dan 8: 8, 10, 12, 14, 16, 18. Oneven aantal valentie elektronen: moeilijk te verdelen in paren VSEPR-theorie: ruimtelijke structuur VB-theorie: bindingen en orbitalen Ladingswolken oriëntatie van de atoomorbitalen De fout tussen het model en de realiteit wordt deels rechtgetrokken door polaire waarden of resonantie. 2.1 Resonantie Wanneer is resonantie nodig? Vb: : - (5+(3*6)+1) = 24 valentie elektronen - Basisbinding tekenen: enkele bindingen rond N, maar dan heeft N er maar 6 - Vrij valentie elektronen om vormen tot bindingselektronen 3 O s 3 manieren resonantie Theorie: 1 x N=O en 2 x N-O Praktijk: 3 x NO met BO=1.3 Formele lading (FL)= #valentie elektronen in een vrij atoom - #valentie elektronen in gebonden atoom Totaal aantal formele ladingen: optellen (moet overeen komen met lading van het ion) BO: gemiddelde van de bindingen tussen 2 atomen Vb.: : N-O 1: een keer dubbel en twee keer enkel : ( )/4 = 1,3 N-O 2: een keer dubbel en twee keer enkel : ( )/4 = 1,3 N-O 3: een keer dubbel en twee keer enkel : ( )/4 = 1,3 Indien het tussen de verschillende manier andere getallen heeft: volg de richtlijnen van de resonantiestructuren. 2) MOT: kijkt naar een molecule als geheel: Verzameling van kernen en elektronen Samengehouden door elektrostatische krachten Nadeel: gecompliceerd voor grote moleculen 24

26 2.2 Formele lading Als voor een stof meerdere gelijkwaardige resonantiestructuren opgeschreven kunnen worden, dragen alle structuren evenveel bij tot het bepalen van de reële elektronenstructuur. Als voor een stof meerdere Lewisstructuren mogelijk zijn, die niet gelijkwaardig zijn, kan via de formele lading de resonantiestructuren tot het bijdragen bepaald worden. F.L. is het verschil tussen het aantal valentie elektronen in het vrij atoom en in de molecule Vrije elektronen paren horen volledig bij het atoom Bindingselektronen paren worden eerlijk verdeeld onder de bindingspartners Atomen in een molecule streven naar een minimaal aantal F.L. Negatieve F.L. moeten zich bevinden op de meest elektronegatieve atomen. 2.3 Elektronegativiteit = maat voor relatieve neiging die een atoom in een molecule bezit om een bindingselektronenpaar naar zich toe te trekken. vergelijken van de gemeten bindingsenergie en de berekende bindingsenergie ( gemiddelde van de twee aparte bindingsenergieën : [ ( ) ( )] Verschil [ ( ) ] [ ( ) ] H-Z: EN(X) > EN(H) EN(X) < EN(H) Positief centrum en negatief centrum = polair, bipolair, Heeft een dipoolmoment: (Q, grote van gelijke lading, R afstand tussen centra) Eenheid: Debye Coulomb meter (Cm) ( ) ( ) + referentie Fluor EN=4 alle elementen krijgen een waarde. Manieren van binden volgens : Identieke elementen: : gelijke (covalente) binding, niet polair Zwakke verschillen: : covalente binding met ionair karakter Sterke verschillen: : ionaire binding Manieren van binden volgens percentage ionair karakter (vergelijking tussen gemeten dipoolmoment in neutrale toestand en berekend dipoolmoment in ionaire toestand) : : covalente binding. : covalente binding met een ionair karakter : ionaire verbindingen Uitzonderingen van het dipoolmoment: Invloed van vrije elektronenparen Poly-atomaire moleculen Richting van de bindingsdipool: Grootte % ionairkarakter 25

27 3 Eigenschappen 3.1 Microscopische eigenschappen Bindingslengten, -hoeken, bindingsorde (Lewistheorie, aantal bindingselektronen tussen twee bindingspartners : C-C BO=1, C=C BO=2, ), elektronendistributie, polariteit. Lewistheorie: elektronen horen bij 1 atoom OF worden gedeeld: FOUT maar is een goed model om mee te werken: moleculen als som van discrete bindingen, eigenschappen zijn dan ook een som van de eigenschappen van de bindingen. Wordt gecorrigeerd met resonantie. MOT: moleculen is een geheel van elektronen en kernen, niets gelokaliseerd: ruimtelijke structuur, elektronenconfiguratie en polariteit. 3.2 Macroscopische eigenschappen (verzameling van moleculen) Smeltpunt, kookpunt, viscositeit, oppervlaktespanning Interacties tussen de moleculen: intermoleculaire krachten: zwakke interacties tussen moleculen in een macroscopische staal van de verbinding. Die verschillende schikkingen kan voor verschillende stoffen zorgen; allotropen Soms zijn deze wel heel sterk en worden er covalente netwerken opgebouwd Diamant Intramoleculaire krachten: sterke covalente interacties tussen atomen in één molecule. 4 Intermoleculaire krachten 4.1 Soorten Ion-dipool interactie = Interactie tussen polaire solventmolecule : solvatatie met water : hydratatie Interactie hangt af van: Lading ion q: hoe groter de lading, hoe sterker de interactie dipoolmoment µ: dipoolmoment (partiële lading δ ) sterkere interactie afstand ion-dipoollading (-1/r²): grootte ion zwakkere interactie Waterstofbrug interactie = aantrekkende interactie tussen een ongedeeld elektronenpaar op een sterk elektronegatief O, F of N-atoom. OF een naburig H-atoom gebonden aan een ander sterk elekronegatief atoom. Invloed op het kookpunt van hybriden van groep 4A tot 7A. Algemeen: kookpunt neemt toe met de molaire massa H-bruggen doen het kookpunt fel stijgen Dipool-dipool interactie = Aantrekking tussen de verschillende ladingen. (Polaire moleculen) Kunnen afstotend en aantrekkend zijn, afhankelijk van de onderlinge oriëntatie In vloeistoffen en vaste stoffen: schikking op de energetisch meest gunstige manier. Invloed: Kookpunt van vloeistoffen hoe sterker de dipool-dipool krachten, hoe hoger het kookpunt. 26

28 Oplosbaarheid van verbindingen polair lost op in polair apolair lost op in apolair Ion-induceerde dipool interactie - Dipool-induceerde dipool interactie Dispersie interactie (Induceerde dipool-induceerde dipool interactie) Geïnduceerde dipool-geïnduceerde dipoolkrachten, van der Waalsinteractie; London-van der Waalskrachten, = Interacties tussen apolaire moleculen of individuele atomen Gevolg van de beweging van de elektronen in atomen ~ polariseerbaarheid (vervormbaarheid) van de elektronen wolk kleine atomen, klein aantal sterk gebonden elektronen: moeilijk polariseerbaar grote atomen, groot aantal elektronen waarvan weinig dicht bij de kern: gemakkelijk ~ kook- en smeltpunt stijgt samen met de molaire massa ~ vorm van de moleculen uitgestrekte vormen: maximale oppervlakte : grotere dispersiekrachten compacte vormen: minimale oppervlakte : kleinere dispersiekrachten Kookpunt & smeltpunt n-alkanen met aantal C-atomen Permanent dipoolmoment Bij polaire moleculen: permanent dipoolmoment = permanente vervorming van de elektronenwolk. 1) Di-atomaire molecule -dipoolmoment = bindingsdipool 2) Poly-atomaire molecule: -dipoolmoment = vectorsom van de bindingsdipolen = f(moleculaire geometrie) Instantaan dipoolmoment Bij apolaire moleculen: instantaan dipoolmoment = tijdelijke vervorming 4.2 Gevolgen van intermoleculaire krachten Oppervlaktespanning = netto inwaarts gerichte aantrekkingskracht γ (N/m) Sterke intermoleculaire krachten grote oppervlaktespanning Druppelvorming kleinst mogelijke oppervlakte door de intermoleculaire krachten Bevochtiging van oppervlaktes Oppervlaktes die H-bruggen kunnen vormen met waterstofmoleculen Capillaire werking Cohesie krachten (binnen een stof) Adhesie krachten (tussen 2 verschillende stoffen) Viscositeit = maat van weerstand van een vloeistof tegen stroming η (1 Pa s = 1000 cp) Grote intermoleculaire krachten, veel H-bruggen of moleculaire complexiteit zeer visceus Hoge temperaturen lage viscositeit. 27

29 V. Covalente verbindingen: Ruimtelijke structuur 28

30 VI. Covalente verbindingen: orbitalen delen van elektronen: overlap van valentieschaalatoomorbitalen Noodzaak tot orbitaaloverlap: valentie-atoomorbitalen in een vrij atoom zijn verschillend van de valentie-atoomorbitalen van een atoom in een molecule. Atoomorbitalen lineaire congruentie hybride orbitalen MO (molecule orbitalen) worden beschreven door de LCAO (lineaire combinaties van de atoomorbitalen) 1 Valentiebindingstheorie (VB) = beschrijving van Welke type atoomorbitalen gebruikt worden om elektronen te delen tussen de bindingspartners. Welke atoomorbitalen vrije elektronen paren bevatten. Covalente binding: resultaat van overlap van een valentie-orbitaal van het ene atoom met een valentieorbitaal van het andere atoom. 1.1 Orbitaaloverlap Tussen 2 atomen ~ interferentie tussen de golffuncties van de betrokken valentie-orbitalen. Soorten interferenties: Constructieve interferentie: o Golven zijn in fase o Nieuwe amplitude is de som van de amplitudes van elke golf Destructieve interferentie: o Golven zijn uit fase o Nieuwe amplitude is nul. Overlap van atoomorbitalen is mogelijk en wordt bepaald door: De atoomorbitalen die elkaar kunnen raken in de ruimte (overlappende amplitudes) De atoomorbitalen met een geschikte ruimtelijke oriëntatie (juiste assen tegen over elkaar) De symmetrie van de atoomorbitalen (+, -, knoopvlak) Constructief = Geschikte oriëntatie = Geschikte symmetrie Soorten constructieve interferenties: Overlappende orbitalen gelegen langst de verbindingslijn tussen de twee atoomkernen. Directe atoomoverlap: verhoogde elektronendensiteit langst de verbindingslijn -type covalente binding Overlappende orbitalen loodrecht op de verbindingslijn tussen de twee atoomkernen. Zijdelings/laterale atoomoverlap: verhoogde elektronendichtheid tussen de atomen aan weeskanten van de verbindingslijn -type covalente binding Bindingssterkte: Mate van de overlap van de AO s 29

31 Voorkeursligging afhankelijk van de symmetrie: vb.: p-orbitaal, directioneel karakter Grootte van de overlappende orbitalen Bindingslengte neemt toe met de toenemende afmetingen van de atomen de sterkte zwakt af. -binding is sterker dan een -binding tussen twee atomen Bindingsorde (BO) = aantal gedeelde elektronen/aantal delende atomen. 2 Hybridisatie Tussen meerdere atomen = Ruimtelijk gerichte hybridorbitalen te genereren door combineren van AO s. Een atoom gebruikt een bepaalde set hybridorbitalen voor een binding omdat de verbinding een bepaalde ruimtelijke vorm heeft. Molecule oriëntatie van de LW rond een atoom ruimtelijke gerichtheid van de orbitalen hybridisatie van de orbitalen van het atoom Laat toe een waargenomen geometrie van een verbinding te interpreteren vanuit het kwantummechanisch perspectief (VB-theorie) 2.1 Soorten Voor een sp n hybridisatie wordt steeds eerst 1 elektron van een s-orbitaal geëxciteerd naar p-orbitaal De sp³ hybridisatie Komt voor bij atomen die enkelvoudig willen binden aan 4 andere atomen: 1 s-ao + 3 p-ao s = 4 sp³ hybridorbitalen 4 enkele bindingen: 4 -bindingen: 4 sp³ + 4 s/p Tetraëder (Hoek tussen de 4 enkelvoudige bindingen: 109,5 ) 4LW De sp hybridisatie Komt voor bij atomen die drievoudig en enkelvoudig willen binden aan 2 andere atomen: 1 s-ao + 1 p-ao, 2 p-ao s = 2 sp hybridorbitalen en 2 p-ao s 1 drievoudige binding: 1 -binding: 1 sp + 1 sp 2 -bindingen: 2 p + 2p 1 enkele binding: 1 -binding: 1 sp + 1 s Lineair (Hoek tussen de -bindingen: 180, de -bindingen staan loodrecht op elkaar) 2LW De sp² hybridisatie Komt voor bij atomen die dubbele en twee keer enkelvoudig willen binden aan 3 andere atomen: 1 s-ao + 2 p-ao s, 1 p-ao = 3sp² hybridorbitalen en 1 p-ao 1 dubbele binding: 1 -binding: 1 sp² + 1sp² 2 -binding: 1 p + 1 p 2 enkele bindingen: 30

32 2 -binding: 2 sp² + 2 s Trigonaal (Hoek tussen de sp²-bindingen onderling: 120, hoek tussen p en sp²: 90 ) 3LW De sp³d hybridisatie Komt voor bij atomen die enkelvoudig willen binden aan 5 andere atomen: 1 s-ao + 3 p-ao s + 1 d-ao = 5sp³d hybridorbitalen 5 enkele bindingen: 5 -bindingen: 5sp³d + 5sp³ Trigonale bi-piramide (TBP) (Hoeken: 120 /90 ) 5LW De sp³d² hybridisatie Komt voor bij atomen die enkelvoudige willen binden aan 6 andere atomen: 1 s-ao + 3 p-ao s + 2 d-ao = 6sp³d² hybridorbitalen 6 enkele bindingen: 6 -binding: 6sp³d² + 6sp³ Octaëder (Hoeken: 90 ) 6LW Molecule oriëntatie van de LW rond een atoom ruimtelijke gerichtheid van de orbitalen hybridisatie van de orbitalen van het atoom de ruimtelijke schikking van de ladingswolken rond het atoom in de beschouwde MOLECULE (VSEPR) bepaalt welk type hybridorbitalen nodig zijn voor het beschrijven van binding 2.2 Praktisch gebruik van he gelokaliseerd elektronen model. 1) Lewisstructuur a. #valentie-e - tellen b. Eerst basisbindingen, dan aanvullen (rekening houdend met resonantie). 2) LW n per element bekijken schikking hybridisatie Vb.: CH 2O 12 valentie e - C: 3LW: 2sp² O: 3LW: 2sp² C: [He] (2sp²) 1 (2sp²) 1 (2sp²) 1 2p 1 z O: [He] (2sp²) 1 (2sp²) ² (2sp²) ² 2p z 1 x 2 : H(1s) met C(2sp²) 1 x 1 : C(2sp²) met O(2sp) 1 x : C(2p z) met O(2p z) Vb.: H 2CCCH 2 (met nog 1 =C= tussen) 16 valentie e - C 1: 3LW: trigonaal sp² C 2: 2LW: lineair sp C 3: 3LW: trigonaal sp² C 1: [He] (2sp²) 1 (2sp²) 1 (2sp²) 1 2p y 1 C 2: [He] (2sp²) 1 (2sp²) 1 2p y 1 2p z 1 C 3: [He] (2sp²) 1 (2sp²) 1 (2sp²) 1 2p z 1 1 x : C 1(p y) met C 2(p y) 1 x : C 2(p z) met C 3(p z) 2.3 Evaluatie van het gelokaliseerd elektronenmodel Voordelen: 31