Chemie Interactief Structuur en eigenschappen van de materie Leo Bergmans Julien Van paemel

Maat: px
Weergave met pagina beginnen:

Download "Chemie Interactief Structuur en eigenschappen van de materie Leo Bergmans Julien Van paemel"

Transcriptie

1

2

3 hemie Interactief Structuur en eigenschappen van de materie Leo Bergmans Julien Van paemel Dit leerboek mag gekopieerd worden voor de leerlingen indien de school in het bezit is van een schoollicentie. Die schoollicentie geeft ook een schooljaar lang toegang tot de ondersteunende site hemie Interactief, ook voor de leerlingen.

4 Legende erhaling Leestekst Verdiepingsleerstof Uitbreidingsleerstof efening Experiment

5 1 Atoommodellen 1 istorische evolutie van het atoommodel Afb. 1 Democritus Afb. 2 Antoine Lavoisier Democritus (400 v..) Alle materie is opgebouwd uit zeer kleine niet meer verder te splitsen deeltjes, vandaar de naam atoom. Grieks: (onsplitsbaar); (niet meer te snijden); (ondeelbaar). John Dalton (1808) Naar aanleiding van de wetten van Lavoisier, Proust en Dalton zelf, grijpt Dalton terug naar het atoom. Zijn theorie luidt als volgt: Alle materie is opgebouwd uit massieve niet meer te delen bollen, de atomen. De atomen van de verschillende elementensoorten (toen 36) onderscheiden zich van elkaar door verschillende straal en massa. Atomen van verschillende elementen kunnen zich in eenvoudige verhoudingen met elkaar binden tot bouwstenen van nieuwe stoffen. Wanneer zulke verbindingen worden ontbonden, vinden we de dezelfde atomaire bouwstenen terug. Afb. 3 John Dalton Kritiek op het Dalton model Veel tijdgenoten van Dalton weigeren dit atoommodel te aanvaarden. De reden was o.a. dat men het atoom niet kan zien, typisch voor de overgang van de zintuiglijke naar de supra- en infrazintuiglijke wetenschap. et model geeft echter geen verklaring voor: bindingssterkten aantal bindingen welke een atoom met een ander atoom aanging geleidingsvermogen van elektrolytoplossingen elektrolyseproeven van Faraday galvanische elementen Afb. 4 Dmitri Mendelejev Afb. 5 - Kathodestraalbuis Afb. 6 Joseph J. Thomson Dmitri Mendelejev (1869) In 1869 publiceert Mendelejev een tabel waarbij de elementen met analoge eigenschappen gegroepeerd worden. Dat doet het vermoeden rijzen dat in de gegroepeerde atomen één of meer gelijke delen zitten, waaruit volgt dat een atoom deelbaar zou zijn. De ontdekking van elektronen en protonen ( ) Tengevolge van proeven met kathodestraalbuizen door Geissler, Goldstein en rookes worden achtereenvolgens de elektronen en de protonen ontdekt. In 1879 toont rookes duidelijk aan dat kathodestralen niets anders zijn dan een stroom negatief geladen deeltjes die zich van de kathode naar de anode bewegen. Stoney noemt ze in 1891 elektronen naar het Griekse elektron (barnsteen), een steen die papiersnippers aantrekt wanneer hij eerst met een lap stof is gewreven. Na de ontdekking van de elektronen verwacht men ook positieve atoomdelen te ontdekken. Dat gebeurt dan ook in 1886 als Goldstein de straling onderzoekt die door kanaaltjes, geboord in de kathode, komt. Deze straling blijkt zich van de anode naar de kathode te bewegen, in tegengestelde richting van de kathodestralen. nderzoek van deze uit positieve ionen bestaande straling leidt tot de ontdekking van het proton. oofdstuk 1 Atoommodellen 5

6 J.J. Thomson "...we have in the cathode rays matter in a new state, a state in which the subdivision of matter is carried very much farther than in the ordinary gaseous state: a state in which all matter-that is, matter derived from different sources such as hydrogen, oxygen, etc.-is of one and the same kind; this matter being the substance from which the chemical elements are built up." (J.J. Thomson (1897). "athode Rays," Philosophical Magazine 44, 295.) Afb. 7 - Plumpuddingmodel Joseph J. Thomson ( 1900) Een atoom bestaat uit een massieve bol positief geladen materie (protonenmassa), waarin negatief geladen deeltjes zitten (elektronen). Vandaar de populaire uitdrukkingen zoals het watermeloenmodel, het krentenbroodmodel, het plumpuddingmodel. Ernest Rutherford (1911) - Kernontdekking In 1896 ontdekt de Franse natuurkundige Becquerel een nieuw soort straling die uitging van uraniumertsen. In 1898 zonderen Pierre en Marie urie uit het uraniumerts (pekblende) twee nieuwe elementen af n.l. polonium en radium, die duizenden malen sterker stralen dan het pekblende. et nieuwe verschijnsel krijgt de naam radioactiviteit. De uitgestuurde straling blijkt van drieërlei aard: -, - en -straling (zie verder). Rutherford ziet in het beschieten van een dun (0,0004 cm) goudblaadje de mogelijkheid de kennis van het atoom uit te breiden of de bevestiging te krijgen van het bestaande model van Thomson. Rutherford meent dat zijn afgeschoten projectielen ( -deeltjes) op de massieve metaalatomen zullen terugkaatsen. Bij de proefnemingen blijkt dat op honderdduizend projectielen er slechts 1 tot 5 wordt teruggekaatst. De rest vliegt er recht door of wordt afgebogen (Afb. 11). Dit leidt tot een nieuw model. De kern (diameter slechts het 1/ van die van het gehele atoom), bijna alle massa bevattend, bevindt zich in het centrum en bevat de massarijke protonen. De elektronenmantel is een grote ijle ruimte met daarin op alle mogelijke banen rond de kern bewegende elektronen. De draaiende beweging was nodig opdat anders de elektronen op de kern zouden vallen. Afb. 8 enri Becquerel Afb. 9 Pierre en Marie urie Afb. 10 Ernest Rutherford Kritiek op het Rutherford-model Met wat toen bekend was in verband met bewegende elektrische ladingen (en dat zijn de elektronen die rond de kern bewegen), kan het Rutherford-atoom niet lang bestaan. Immers, bewegende elektrische ladingen sturen straling uit, wat energieverlies betekent. Zo moet het zich rond de kern bewegende elektron steeds op banen met kleinere straal bewegen en uiteindelijk toch spiraalvormig naar de kern gaan. Een voldoende reden dus om verder te zoeken. Afb. 11 Experiment van Rutherford Niels Bohr (1913) Wat we moeten weten over golven Zie Afbeelding 12. Afb. 12 Amplitude en golflengte Wanneer het gaat om elektromagnetische straling dan is de voortbewegingssnelheid (c) gelijk aan m/s. Afb. 13 Niels Bohr 6 oofdstuk 1 Atoommodellen

7 Afb. 14 James Maxwell Afb. 15 Max Planck Afb. 16 Gustav Kirchhoff De golven hebben een golflengte ( ) en een frequentie (f). Met frequentie wordt bedoeld het aantal golflengtes dat per seconde doorlopen wordt. oe energierijker de straling, hoe kleiner de golflengte en hoe hoger de frequentie. c Immers. Daar c een constante waarde heeft, zal, naarmate de f frequentie stijgt, de golflengte dalen en vice-versa. Bohr maakt voor het uitbrengen van zijn model gebruik van de volgende toen bekende feiten. Maxwell toont aan dat wanneer een elektrische lading overgaat van een hogere (E 2 ) naar een lagere energietoestand (E 1 ), dit steeds gebeurt door uitsturen van straling. De golflengte hangt af van de uitgestraalde hoeveelheid energie. Planck formuleert in 1900 zijn bekende kwantumtheorie. ierbij vat hij de stralingsenergie op als bestaande uit niet meer te delen pakketjes of kwanta. De grootte van zo een energiepakketje is functie van de frequentie van de straling en wordt gegeven door de uitdrukking E = h f (h = constante van Planck = 6, J s en f = frequentie van de elektromagnetische straling). Sinds de onderzoekingen van Kirchoff en Bunsen beschikt men ook over spectra. Deze spectra kunnen lijnen bevatten (lijnenspectra) overeenkomend met bepaalde golflengten (frequenties) overeenkomend met welbepaalde energie-overgangen Uit wat vooraf gaat leren we dat de energie-inhoud van het atoom afhankelijk is van de plaats van het elektron. Bij het toedienen van energie aan de atomen verkrijgt men spectra die een telbaar aantal lijntjes bevatten. Ieder lijntje komt overeen met een welbepaalde golflengte en wijst op de terugkeer van het elektron naar een welbepaalde plaats. Dus zijn voor de elektronen, in tegenstelling tot de Rutherford-theorie, niet alle plaatsen rond de kern mogelijk. Vermits in het atoom iedere plaats van een elektron rond de kern overeenkomt met een bepaalde energie-inhoud van het systeem kernelektron, zijn dus niet alle energietoestanden voor het atoom mogelijk en dat bevestigt de kwantumenergie-opvatting van Planck. Dat alles in overweging nemend, brengt Niels Bohr in 1913 zijn atoommodel uit dat steunde op twee postulaten. Afb. 17 Robert Bunsen oofdstuk 1 Atoommodellen 7

8 De elektronen kunnen zich overeenkomstig de kwantumtheorie slechts op bepaalde banen bevinden (kwantumbanen) waar ze geen energie uitstralen. Afb. 17 Energieniveaus in het atoom Wanneer een elektron overgaat van een hogere naar een lagere energietoestand gebeurt dit door het uitzenden van straling met een golflengte en een frequentie overeenkomstig de energie van de uitgestuurde straling. Afb. 18 Straling uitgezonden door een atoom p deze wijze kunnen we begrijpen hoe de verschillende soorten elektromagnetische stralingen kunnen ontstaan. Beschrijving van het Bohr model Men onderscheidt in het Bohr-model 7 schillen of hoofdenergieniveaus. Ze krijgen een letter en een schilnummer en vanaf de kern naar buiten geeft dat: Schil K L M N P Q Nummer (n) et maximaal aantal elektronen dat per schil kan aanwezig zijn bedraagt 2n 2. Dat betekent concreet het volgende: op de eerste schil (n=1) maximum = 2 elektronen op de tweede schil (n=2) maximum = 8 elektronen op de derde schil (n=3) maximum = 18 elektronen op de vierde schil (n=4) maximum = 32 elektronen p de volgende schillen komen er niet meer dan 32 elektronen voor. 8 oofdstuk 1 Atoommodellen

9 1 2 e 3 Li 4 Be 5 B Bij de verdeling van de elektronen over de schillen (elektronenconfiguratie) moet men de volgende regels in acht nemen. De elektronen zitten liefst zo dicht mogelijk tegen de kern (laagste energie-inhoud voor het atoom). De schillen worden dus opgevuld van binnen naar buiten. p de buitenste schil mogen nooit meer dan acht elektronen en op de voorlaatste schil nooit meer dan achttien elektronen voorkomen. De opvulling tot het maximum gebeurt dan later. (Aufbauschema: zie elektronenconfiguratie) De elektronenconfiguratie kan ook uit het periodiek systeem worden afgelezen. Vaak volstaat de voorstelling waarbij enkel de elektronen van de buitenste schil worden weergegeven. p basis van deze regels kunnen we voor de eerste twintig elementen de elektronenconfiguratie schrijven zoals weergegeven in de onderstaande tabel. 6 7 N 8 9 F 10 Ne K L M N Na 12 M g 13 Al Voor het natriumatoom bijvoorbeeld levert dit volgend model: Afb Si 15 P 16 S 17 l 18 Ar 19 K 20 a Kritiek op het Bohr-model Bewegende elektrische ladingen. Planetenmodel laat plaats voor een schijfvormig atoom. Planetenmodel leidt niet tot een fysisch zinvolle verklaring van de atoombinding. Afb Natriumatoom Sommerfeld (1916) Sommerfeld haalt uit de splitsing van de spectraallijnen de informatie dat er naast de cirkelvormige banen ook ellipsvormige banen moeten aanwezig zijn. Afb Sommerfeldmodel Golfmechanisch model (1924) p grond van het feit dat elektronenbundels eigenschappen van het licht vertoonden, meent de Broglie dat uiterst kleine bewegende deeltjes een golfkarakter moeten vertonen. Zijn vermoedens werden bevestigd o.a. door het dubbelspleetexperiment. Bij dit experiment wordt een elektronenbundel afgevuurd naar een metalen plaat waarin zich twee spleten bevinden. Wanneer enkel de linkerspleet wordt geopend voor de elektronen krijgen we het volgende resultaat: Afb. 23.a. Afb. 21 Louis-Victor de Broglie oofdstuk 1 Atoommodellen 9

10 Wanneer enkel de rechterspleet geopend is, ziet het beeld er zo uit: Afb. 23.b. Als beide spleten geopend zijn verwachten we het volgende resultaat: Afb. 23.c. En dit is wat we verkrijgen: Afb. 23.d. Trouwens voert men de proef uit met licht waarvan men het interferentieverschijnsel heeft bestudeerd, dan bekomt men iets analoogs. De elektronen vormen een driedimensionaal golfverschijnsel rond de kern. Voor de beschrijving van dit driedimensionaal golfverschijnsel heeft men beroep gedaan op de golfmechanica. Dit heeft geleid tot de beroemde schrödingervergelijking die het verloop weergeeft van de amplitude (psi) van de golfbeweging in functie van de energie van het atoom. et onzekerheidsprincipe van eisenberg Zonder gebruik te maken van de mathematische verwerking van dit principe kunnen we een idee krijgen over de onzekerheid die heerst omtrent de kennis van de exacte plaats en de exacte snelheid van de elektronen rond de kern door het volgende te beschouwen: In de microkosmos verstoort iedere waarneming aan een stelsel dit stelsel. Door een actie te ondernemen die ons in staat stelt een aspect van het elektron nauwkeurig te beschrijven, verstoren we het systeem en zal de waarneming van een ander aspect minder nauwkeurig zijn. Vanaf het uitbrengen van eisenberg s principe ontstaat de notie probabiliteit of waarschijnlijkheid. Men zal nog enkel spreken over de waarschijnlijkheid het elektron ergens rond de kern aan te treffen overeenkomend met een bepaalde energieinhoud van het systeem kern-elektron. Afb Dubbelspleetexperiment Plaats- en richtingsafhankelijke waarschijnlijkheidsverdelingen De zeer complexe schrödingervergelijking heeft naast de variabelen x, y en z ook drie parameters n, l en ml -kwantumgetallen genoemd (bespreking volgt) die aan bepaalde voorwaarden moeten voldoen wil deze vergelijking fysisch zinvolle oplossingen krijgen. Deze fysisch zinvolle oplossingen geven ons een beeld van de aantrefkansen van de elektronen rond de kern. Strikt genomen is een orbitale een wiskundige functie waarmee het mogelijk is de aantrefkans te berekenen van de elektronen in de ruimte rond de kern. Maar iedere grafische voorstelling die informatie verschaft over de aantrefkans van de elektronen rond de kern zullen wij ook orbitalen noemen. Afb. 23 Resultaten dubbelspleetexperiment Afb. 24 Werner eisenberg Afb. 25 Erwin Schrödinger 10 oofdstuk 1 Atoommodellen

11 Kwantummechanisch atoommodel Volgens het eerste atoommodel van Bohr bewegen de elektronen met grote snelheden rond de kern. Bovendien hebben die elektronen bepaalde energieën. Met andere woorden, zij zijn verdeeld over een aantal schillen of hoofdenergieniveaus volgens welbepaalde regels. Er zijn 7 hoofdenergieniveaus of schillen (K, L, M,..., Q) die genummerd worden van 1 tot 7. Dit nummer wordt het hoofdkwantumgetal n genoemd. (Afb. 26) oofdkwantumgetal n n = 1, 2, 3,, 7 Afb. 26 oofd- en subniveaus et hoofdkwantumgetal n zegt iets over de afstand tussen de kern en het elektron. Bij de coulombse aantrekkingskracht speelt de afstand van het elektron tot de kern de belangrijkste rol voor wat de energie-inhoud van het systeem betreft. Vandaar de benaming hoofdkwantumgetal. Deze hoofdniveaus, uitgezonderd het eerste, bevatten een aantal subniveaus waarvan de energieën lichtjes verschillen. (Afb. 26) et nummer van het subniveau wordt het nevenkwantumgetal l genoemd en dat kan alle gehele waarden tussen 0 en (n-1) hebben. Nevenkwantumgetal l l = 0, 1, 2,, (n-1) In onderstaand schema vind je een overzicht van de verschillende hoofd- en subniveaus. oofdniveau Aantal subniveaus Naam Nevenkwantumgetal l 1 K 1 1s 0 2 L 2 2s 0 2p 3 M 3 3s 3p 3d 4 N 4 4s 4p 4d 4f 5 5 5s 5p 5d 5f 6 P 6 6s 6p 6d 6f 7 Q 7 7s 7p 7d 7f Tabel 1 oofd- en subniveaus Uit spectroscopisch onderzoek blijkt verder dat in elk subniveau de elektronen een bepaald aantal banen ter beschikking hebben. Dit aantal oofdstuk 1 Atoommodellen 11

12 hangt af van het nevenkwantumgetal van het subniveau en de banen worden genummerd van -l tot +l. Dit nummer noemt men het magnetisch kwantumgetal m l. Magnetisch kwantumgetal m l m l = -l,, 0,, +l Subniveau Aantal banen s 1 p 3 d 5 f 7 Uit de doubletstructuur van de spectraallijnen leidt men af dat in elke baan maximaal twee elektronen kunnen bewegen. Die twee elektronen voeren een tegengestelde spinbeweging uit en krijgen een nummer (+ ½ of - ½) dat men het spinkwantumgetal m s noemt. Spinkwantumgetal m s m s = + ½ of - ½ Door die tollende bewegingen rond hun eigen as ontstaan namelijk zeer zwakke magneetveldjes die tegengesteld gericht zijn. De pijltjes geven aan hoe een kurkentrekker zich verplaatst als de handgreep draait in dezelfde zin als het elektron. Tegengestelde pijltjes (tegengestelde magneetveldjes) trekken elkaar aan en daardoor stoten die elektronen (met tegengestelde spin) elkaar minder af. Die pijltjes worden later ook gebruikt om elektronen voor te stellen. Samengevat Afb. 27 Spin van de elektronen De elektronen zijn verdeeld over een aantal hoofdenergieniveaus die in energie verschillen (schillen): K, L, M, N,... In elk hoofdenergieniveau zijn er een aantal subniveaus die in energie verschillen: s, p, d, f. In elk subniveau zijn er een aantal banen. In elke baan kunnen maximaal twee elektronen. 12 oofdstuk 1 Atoommodellen

13 Elektronenconfiguratie Afb. 28 oofdniveaus subniveaus - banen De elektronen zijn volgens een bepaald stramien verdeeld over de verschillende niveaus en banen. ierbij moet slechts één regel in acht genomen worden: regel van de minimale energie. Dit betekent: Afb. 29 Friedrich und Afb. 30 Wolfgang Pauli Er zijn geen elektronen aanwezig in een bepaald subniveau als niet alle voorgaande subniveaus opgevuld zijn. In een bepaald subniveau wordt eerst één elektron in elke baan geplaatst (de verschillende banen hebben immers dezelfde energie) alvorens elektronenparen te vormen (twee elektronen in dezelfde baan plaatsen vergt energie): regel van de maximale multipliciteit. (Regel van und) De twee elektronen in een zelfde baan hebben een tegengestelde spin. (Pauli-verbod: In een zelfde atoom komen geen twee elektronen voor met vier gelijke kwantumgetallen. Dat heeft voor gevolg dat in een orbitaal maximaal twee elektronen met tegengestelde spin kunnen voorkomen.) Dit levert volgende elektronenconfiguraties op: 1 1s 1 2e 1s 2 3Li 1s 2 2s 1 4Be 1s 2 2s 2 5B 1s 2 2s 2 2p 1 6 1s 2 2s 2 2p 2 7N 1s 2 2s 2 2p 3 8 1s 2 2s 2 2p 4 9F 1s 2 2s 2 2p 5 10Ne 1s 2 2s 2 2p 6 11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 12Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 oofdstuk 1 Atoommodellen 13

14 13Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 14Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 15P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 16S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 17l 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 18Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 19K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 20a 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 21Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 De subniveaus worden in volgende volgorde opgevuld: Afb. 31. Enkele elementen hebben een afwijkende configuratie, o.a.: Afb. 31 Energievolgorde van de subniveaus (aufbauschema) 24r 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 i.p.v. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 29u 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 i.p.v. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 Deze afwijkende configuratie wordt verklaard door aan te nemen dat halfgevulde en volledig gevulde subniveau extra stabiel zijn: zie Afb. 32. et zijn de elektronen, of beter, de elektronenverdelingen van de buitenste schil die de chemische eigenschappen van een atoom bepalen. nder buitenste schil verstaan we de verzameling van subniveaus met hoogste hoofdkwantumgetal. De aantrefkans van de elektronen rond de kern kunnen we met een bepaalde vorm voorstellen. Deze vormen verschillen in afmetingen naargelang de waarde van n. s-orbitalen hebben een bolvorm, p-orbitalen hebben de vorm van een halter of zandloper. oe groter het hoofdkwantumgetal, hoe uitgestrekter de orbitale. (Afb. 33) Afb. 32 Volledig en halfgevulde subniveaus zijn stabieler p die manier krijgen de atomen een ruimtevormelijk karakter en krijgen we meer inzicht omtrent de ruimtelijke structuren van atomen en moleculen. Voorbeeld 34Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 Afb. 33 s- en p- orbitalen Afb oofdstuk 1 Atoommodellen

15 2. Algemene structuur van het atoom ntdekking van de neutronen Afb. 35 James hadwick Men weet dat de massa van het atoom zich praktisch geheel in de kern van het atoom bevond. Dus verwacht men dat de massa van het atoom recht evenredig met het aantal protonen moet toenemen. Dit blijkt niet het geval. Daardoor veronderstelt men dat er nog andere niet-geladen massadeeltjes in het atoom moeten voorkomen. Men noemt deze deeltjes neutronen. In 1932 kondigt hadwick aan dat hij het bestaan van neutronen experimenteel kon aantonen. Kern of nucleus Afb deeltjes stoten ongeladen deeltjes (neutronen) uit het beryllium. Die neutronen zorgen ervoor dat er protonen vrijkomen uit de paraffine. Die protonen worden op hun beurt gedetecteerd door flitsjes op de fluorescerende plaat. Diameter kern = 1/ diameter atoom In de kern van het atoom zijn ook ongeladen deeltjes aanwezig: neutronen. De kern bevat de nucleonen of kerndeeltjes die met zeer sterke bindende krachten (kernkrachten) worden samengehouden. (Denk hierbij aan de enorme hoeveelheid energie die vrijkomt bij kernfusie in de sterren.) De kern bevat nagenoeg alle massa van het atoom. De neutronen in de kern zorgen ervoor dat de sterke afstotende krachten tussen de protonen worden afgezwakt, zodat de kern niet uiteenspat. Elementaire deeltjes Alle atomen zijn opgebouwd uit dezelfde elementaire deeltjes: protonen, neutronen en elektronen. Enkele de aantallen verschillen. Afb. 37 Kern en elektronenmantel Naam Locatie Symbool Aantal Relatieve massa Relatieve lading proton kern 1 1 p Z 1, neutron kern 1 0 n A Z 1, elektron wolk -1 0 e Z 0, t.o.v. de atoommassaeenheid m(kg) -27 1,66 10 kg t.o.v. de elementaire lading Q() = -19 1,6 10 Tabel 2 Elementaire deeltjes Afb. 38 Gegevens in het Periodiek Systeem et atoomnummer Z (rangnummer, protonengetal, plaatsnummer) kan afgelezen worden in het periodiek systeem. Merk op dat het aantal (negatieve) elektronen in de elektronenwolk gelijk is aan het aantal (positieve) protonen in de kern: atomen hebben namelijk geen lading, het zijn neutrale deeltjes. De kerndeeltjes (protonen en neutronen) noemt men ook nucleonen. et massagetal A (nucleonengetal) geeft het aantal nucleonen (protonen + neutronen) weer. et verschil A Z geeft het aantal neutronen in de kern. Dit massagetal vinden we niet terug in het PS. et is verschillend voor de verschillende isotope nucliden van het element. oofdstuk 1 Atoommodellen 15

16 Isotope nucliden Nucliden zijn atoomsoorten met een welbepaald aantal protonen en neutronen. Gaat het om nucliden van eenzelfde elementensoort dan kan men de term isotopen gebruiken. De term isotoop is van Griekse oorsprong en betekent gelijke plaats ( = gelijk ; = plaats). Dus atomen met dezelfde plaats in het PS of atomen met eenzelfde Z en een verschillende A. Enkele voorbeelden: Afb. 41 Vermits het de elektronenmantel is die de chemische eigenschappen van de atomen bepaalt, vertonen alle isotopen van een zelfde elementensoort eenzelfde chemisch gedrag. Een bijzondere betekenis heeft het nuclide et twaalfde deel van de massa van dit nuclide wordt nu als atoommassaeenheid gebruikt. m u (ame,amu) 1,66 10 kg 12 Afb. 40 Voorbeelden van isotope nucliden Radionucliden We onderscheiden stabiele nucliden en radionucliden. Deze radionucliden kunnen bovendien nog opgesplitst worden in natuurlijke en kunstmatige. De straling door de kern van deze radioactieve nucliden uitgezonden kan van drieërlei aard zijn. -straling bestaat uit heliumkernen 4 2 e 2. Door hun energie en hun relatief grote massa zijn deze deeltjes zeer ioniserend, maar weinig doordringend. Door enkele velletjes papier of door een luchtlaag van enkele cm dik worden ze reeds volledig geadsorbeerd Po 82Pb 2e -straling bestaat uit elektronen afkomstig uit de kern door omzetting van een neutron in een proton en een elektron. Door hun geringe massa zijn deze deeltjes moeilijker tegen te houden. Er is reeds een blaadje aluminium van enkele millimeter dikte nodig. Door hun geringe massa zijn ze ook minder ioniserend S 17l -1e -straling bestaat uit ongeladen deeltjes (fotonen), die noch door een magnetisch, noch door een elektrisch veld worden afgebogen. M.a.w. de -straling is een EMS (elektromagnetische straling), zoals het zichtbare licht, uv-straling e.a., maar met zeer kleine golflengte en dus zeer energierijk. Deze straling wordt slechts tegengehouden door een blok lood van enkele centimeter dikte. Anderzijds is deze straling weinig ioniserend en dus geschikt voor medische toepassingen: minder weefselbeschadiging. 224 * Ra 88Ra γ Berekening van de atoommassa van een element Afb. 41 -, - en -straling Voor het berekenen van de atoommassa van een element wordt rekening gehouden met de massa s van alle isotopen die van dat element in de natuur voorkomen en met de frequentie waarmee ze voorkomen. Van het element chloor komen in de natuur volgende isotopen voor l voor 75,4 % en l voor 24,6 % wat leidt tot de volgende relatieve atoommassa voor het element chloor 35 75, ,6 Ar (l) 35, oofdstuk 1 Atoommodellen

17 efeningen 1. Geef het aantal elementaire deeltjes van de volgende nucliden: a 90 38Sr b 27 Mg c 60 27o d 40 Ar 2. Welke massa zal men vinden voor het element Mg in zijn natuurlijke samenstelling als in de natuur volgende isotopen voorkomen: Mg A r = 23, ,6% Mg A r = 24, ,1% Mg A r = 25, ,3% Massadefect De massa van een kern die uit meer dan één nucleon bestaat, is steeds kleiner dan de som van de massa s van de samenstellende nucleonen. et massaverlies wordt massadefect genoemd. Reden Afb. 42 Albert Einstein De kerndeeltjes hebben zich verbonden om de kern te vormen en bij het aangaan van deze zeer sterke binding is, afhankelijk van het aantal kerndeeltjes dat zich verbonden heeft, een zeer grote hoeveelheid energie vrijgekomen. Via de betrekking van Einstein E = m c 2 (m = massa in kg ; c = m/s = snelheid van het licht en van elke andere elektromagnetische straling) komt daar een bepaalde massa mee overeen. 3 Periodiek Systeem Afb. 43 Voorbeeld van periodiciteit In het Periodiek Systeem zijn de atomen gerangschikt volgens toenemend atoomnummer (protonengetal). et bestaat uit 7 horizontale rijen (perioden) en een aantal verticale kolommen (groepen). In die structuur vinden we de opbouw van de elektronenconfiguraties terug. De eerste periode is zeer kort en bevat slechts twee elementen ( en e). ier wordt het 1s-subniveau opgevuld (1s 1 1s 2 ). De tweede en derde periodes bevatten elk 8 elementen, waar de 2s- en 2p-, respectievelijk 3s- en 3p-subniveaus worden opgevuld (Li: 2s 1 Ne: 2s 2 2p 6 ; Na: 3s 1 Ar: 3s 2 3p 6 ). In de vierde en vijfde periode worden de eerste twee elementen (K: 4s 1 en a: 4s 2 ; Rb: 5s 1 en Sr: 5s 2 ) op de gewone plaatsen geschreven. Na het opvullen echter van het s-subniveau (resp. 4s en 5s) komen de volgende elektronen in het 3d-, resp. 4d-subniveau terecht. Daarom volgen nu eerst telkens de tien volgende elementen (Sc: 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 - Zn: 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 ; Y: 4s 2 4p 6 4d 1 5s 2 - Zn: 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 ), die op die manier de b-groepen vormen (III b - - VII b VIII I b II b ). Al die elementen bevatten in de buitenste schil 2 elektronen (uitzonderingen!), maar hebben in de voorgaande schil een toenemend aantal elektronen. Vanaf Ga ( 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1 ) en In ( 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 1 ) tot Kr ( 4s 2 4p 6 ) en Xe oofdstuk 1 Atoommodellen 17

18 ( 5s 2 5p 6 ) maken de elementen opnieuw deel uit van de hoofdgroepen of a- groepen. etzelfde patroon herhaalt zich in de zesde en zevende periode. Vanaf La (57) wordt na het 6s-subniveau eerst het 4f-subniveau opgevuld (Let op, er zijn heel wat uitzonderingen!). Daardoor komen de elementen 57 tot en met 70 in de c-groepen terecht, die echter, om de tabel niet te breed te doen uitvallen, onderaan genoteerd worden. et zijn de zogenaamd lanthanides. Al die elementen hebben 2 elektronen in het 6s-subniveau en 1 tot 14 elektronen in het 4f-subniveau. ok voor de elementen 89 tot en met 102 is dit het geval: actinides. Die rangschikking heeft als resultaat dat alle elementen die in een zelfde groep voorkomen, een zelfde aantal elektronen in de buitenste schil bevatten. Dat is echter alleen het geval voor de elementen uit de hoofdof a-groepen: het aantal elektronen in de buitenste schil is gelijk aan het nummer van de hoofdgroep. Elementen uit de b-groepen hebben alle (uitzonderingen!) 2 elektronen in de buitenste schil, maar een toenemend aantal in het d-subniveau van de vorige schil. Elementen uit de c-groepen hebben ook alle 2 elektronen in de buitenste schil, 8 (uitzonderingen!) in de voorlaatste schil en een toenemend aantal in de vorige. Afb. 44 Perioden in het PS: 1 korte periode met 2 elementen, 2 perioden met 8 elementen, 2 lange perioden met 18 elementen en 2 extra lange perioden met 32 elementen Afb. 45 Blokken in het PS: s-, p-, d- en f-blokken 18 oofdstuk 1 Atoommodellen

19 4 Groepen De groepen vormen de verticale structuur elementen in het PS met uitzondering van de Lanthaniden en de Actiniden die horizontaal geplaatst staan. Groepen zijn reeksen elementen met analoge fysische maar vooral chemische eigenschappen. et zijn reeksen elementen met een analoge elektronenconfiguratie in de laatste of in de beide laatste schillen. Men onderscheidt hoofdgroepen aangeduid met een Romeins cijfer met index a, nevengroepen aangeduid met een Romeins cijfer met index b en de Lanthaniden en de Actiniden ook wel c-groepen genoemd. Daar de chemische eigenschappen van de elementen hoofdzakelijk bepaald worden door het aantal elektronen in de buitenste schil, hebben de elementen uit dezelfde hoofdgroep analoge chemische eigenschappen. Dit komt minder tot uiting bij de elementen uit de b- en c-groepen. Die hebben tenslotte bijna alle 2 elektronen in de buitenste schil en daardoor gelijken ze alle min of meer op elkaar. Dat geldt zeker voor de lanthaniden en de actiniden. Metalen en Niet-metalen Afb. 46 Metalen, niet-metalen en edelgassen in het PS De elementen uit I a en II a en de meeste elementen uit III a vertonen een typisch metaalkarakter. Dat geldt ook voor de c-elementen. Niet-metalen treffen we vooral aan in IV a tot en met VII a. De overige elementen (bgroepen) hebben een metaalkarakter, maar kunnen in sommige gevallen ook eigenschappen van niet-metalen vertonen. oofdstuk 1 Atoommodellen 19

20 5 Ionen Positieve mono-atomische ionen Natrium 11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Een natriumatoom heeft 1 elektron in de buitenste schil. Door dit elektron af te geven krijgt het atoom een stabiele edelgasconfiguratie: Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1 e Na + : 1s 2 2s 2 2p 6 et neutrale atoom krijgt daardoor echter een positieve lading. et wordt een positief ion. alcium 20a 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Een calciumatoom heeft 2 elektronen in de buitenste schil. Door die elektronen af te geven krijgt het atoom een stabiele edelgasconfiguratie: a : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 2 e a 2+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 et neutrale atoom krijgt daardoor echter een tweemaal-positieve lading. et wordt een tweewaardig positief ion. Aluminium 13 Al 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Een aluminiumatoom heeft 3 elektronen in de buitenste schil. Door die elektronen af te geven krijgt het atoom een stabiele edelgasconfiguratie: Al : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3 e Al 3+ : 1s 2 2s 2 2p 6 et neutrale atoom krijgt daardoor echter een driemaal-positieve lading. et wordt een driewaardig positief ion. IJzer 26 Fe 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 Een ijzeratoom heeft 2 elektronen in de buitenste schil. Door deze elektronen af te geven krijgt het atoom geen stabiele edelgasconfiguratie: Fe : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 2 e Fe 2+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 Nochtans is deze configuratie stabieler dan de originele atoomconfiguratie en Fe 2+ -ionen worden vaak gevormd. Maar, zoals vaak het geval is bij metalen uit de overgangsgroepen, ijzeratomen kunnen ook drie elektronen afgeven, waarbij dan Fe 3+ -ionen ontstaan: Fe : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 3 e Fe 3+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 De configuratie van dit ion is zelfs nog stabieler dan die van het Fe 2+ -ion. (Verklaar!) Afb. 47 Vorming van een Na + -ion Afb. 48 Vorming van een a 2+ - ion Afb. 49 Vorming van een Al 3+ -ion 20 oofdstuk 1 Atoommodellen

21 Metalen uit de hoofdgroepen I a, II a en III a bezitten 1, 2 of 3 elektronen in de buitenste schil. Door dit (die) elektron(en) af te geven verkrijgen ze een stabiele edelgasconfiguratie, maar de gewijzigde atomen krijgen daarbij een positieve lading: 1+, 2+ of 3+. et worden positieve (+, 2+, 3+) ionen of kationen. Metalen uit de nevengroepen geven soms 1, meestal 2 elektronen af om stabieler te worden. Ze kunnen echter meestal meerdere ionen vormen. De ionen bezitten echter geen edelgasconfiguratie. Afb. 50 Vorming van een l -ion Afb. 51 Vorming van een 2 -ion Negatieve mono-atomische ionen hloor 17l 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Een chlooratoom heeft 7 elektronen in de buitenste schil. Door één elektron op te nemen krijgt het atoom een stabiele edelgasconfiguratie: l : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p e l : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 et neutrale atoom krijgt daardoor echter een negatieve lading. et wordt een negatief ion. Zuurstof 8 1s 2 2s 2 2p 4 Een zuurstofatoom heeft 6 elektronen in de buitenste schil. Door twee elektronen op te nemen krijgt het atoom een stabiele edelgasconfiguratie: : 1s 2 2s 2 2p e 2 : 1s 2 2s 2 2p 6 et neutrale atoom krijgt daardoor echter een tweemaal-negatieve lading. et wordt een tweewaardig negatief ion. Stikstof 7 N 1s2 2s 2 2p 3 Een stikstofatoom heeft 5 elektronen in de buitenste schil. Door drie elektronen op te nemen krijgt het atoom een stabiele edelgasconfiguratie: N : 1s 2 2s 2 2p e N 3 : 1s 2 2s 2 2p 6 et neutrale atoom krijgt daardoor echter een driemaal-negatieve lading. et wordt een driewaardig negatief ion. Niet-metalen uit de hoofdgroepen VII a, VIa en Va bezitten 7, 6 of 5 elektronen in de buitenste schil. Door 1, 2 of 3 elektron(en) op te nemen verkrijgen ze een stabiele edelgasconfiguratie, maar de gewijzigde atomen krijgen daarbij een negatieve lading: 1-, 2- of 3-. et worden negatieve (, 2, 3 ) ionen of anionen. Afmetingen van ionen Afb. 52 Vorming van een N 3 -ion Positieve ionen (met hun klassieke lading) zijn kleiner dan de overeenstemmende atomen (meestal één schil minder en bovendien minder afscherming). Negatieve ionen (met hun klassieke lading) zijn groter dan de overeenstemmende atomen (grotere afscherming). Afb. 53 Atoom- en ionstralen oofdstuk 1 Atoommodellen 21

22 22 oofdstuk 1 Atoommodellen

23 2 Molecuulmodellen 1 Edelgassen Afb. 1 Positie van de edelgassen in het PS De edelgassen zijn de elementen uit groep 0 (18) van het Periodiek Systeem. In vergelijking met de meeste andere elementen werden ze pas laat ontdekt (zie jaartal). Dit komt omdat ze chemisch niet actief zijn: ze vormen geen verbindingen met andere elementen, ze zijn chemisch inert. Vandaar dat men ze ook inerte gassen noemt. De edelgassen hebben volgende elektronenconfiguraties: 2e 1s 2 10Ne [e] 2s 2 2p 6 18Ar [Ne] 3s 2 3p 6 36Kr [Ar] 3d 10 4s 2 4p 6 54Xe [Kr] 4d 10 5s 2 5p 6 86Rn [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 In de buitenste schil treffen we telkens 8 elektronen aan (uitzondering: e): s 2 p 6. Afb. 2 William Ramsay Edelgas Jaartal ntdekker(s) Naam elium 1895 Ramsay elios = zon Neon 1898 Ramsay & Travers Neos = nieuw Argon 1894 Rayleigh & Ramsay Argos = inactief Krypton 1898 Ramsay & Travers Kryptos = verborgen Xenon 1898 Ramsay & Travers Xenos = vreemdeling Deze configuratie, 8 elektronen of vier elektronenparen in de buitenste schil, blijkt een zeer stabiele configuratie te zijn. Men spreekt van een octetstructuur. Trouwens, ook de configuratie van helium met 2 elektronen of 1 elektronenpaar in het 1s-subniveau (het enige niveau in de K-schil) is bijna even stabiel. Deze stabiele configuraties (1s 2 en ns 2 np 6 ) noemt men edelgasconfiguraties. Afb. 3 Lord Rayleigh (John William Strutt) 2 Atoombinding of covalente binding Wanneer twee niet-metalen met elkaar in contact komen onder reactieomstandigheden is het meestal zo dat, om de edelgasconfiguratie te bekomen, er teveel elektronen moeten worden afgestaan of teveel elektronen moeten worden opgenomen, wat in beide gevallen energetisch niet haalbaar is binnen een bepaalde reactie. ok wanneer atomen van hetzelfde element zich met elkaar gaan binden ( 2, 2 ), kunnen we niet aannemen dat het ene atoom elektronen zou afstaan aan het andere vermits deze atomen evenveel van elektronen houden. ier zal het samenbrengen van valentie-elektronen uitkomst bieden. We spreken van een covalente binding. oofdstuk 2 Molecuulmodellen 23

24 Voorbeeld: Afb. 4 Beide waterstofatomen beschikken, na het ontstaan van het gemeenschappelijke elektronenpaar, over twee elektronen (heliumconfiguratie). Zo wordt de diwaterstofmolecule gevormd. Een molecule is een ongeladen deeltje waarbij de samenstellende atomen op covalente wijze gebonden zijn. Energetisch bekeken is het ook zo dat de enthalpie van twee waterstofatomen groter is dan deze van de diwaterstofmolecule. In 1927 slaagden eitler en London er in via de combinatie van de golffuncties van de elektronen van twee waterstofatomen de verandering van energieinhoud in functie van de afstand tussen de kernen van twee waterstof atomen te berekenen. Bij grote onderlinge afstand tussen de kernen van beide atomen is er geen wisselwerking en de atomen bestaan onafhankelijk van elkaar met een bepaalde energie-inhoud. Deze energie stellen wij in ons diagram arbitrair gelijk aan nul. Als zij naderen tot de twee atomen elkaar raken ontstaan aantrekkende krachten tussen het elektron van het ene waterstof atoom en de kern van het andere en vice-versa. ok ontstaan er afstotende krachten tussen de elektronen onderling en de kernen onderling. Zolang de energie van het systeem daalt is de aantrekking belangrijker dan de afstoting en wordt het geheel stabieler. p een onderlinge afstand van 74 pm tussen de kernen is de energie-inhoud van het systeem minimaal en is de aantrekkende kracht tussen beide waterstofatomen maximaal. Er is dan bij de vorming van een stabiele diwaterstofmolecule 436 kj/mol vrijgekomen. Dit is trouwens ook het energiebedrag dat we aan 1 mol diwaterstofmoleculen zullen moeten toevoegen om alle bindingen tussen de waterstofatomen te breken. Men noemt dit de bindingsenergie. Brengt men de waterstofkernen op minder dan 74 pm van elkaar, dan worden de afstotingskrachten snel groter om zeer groot te worden als de kernafstand tot nul (kernfusie) nadert. Afb molecule Afb. 5 Energiediagram --binding Lewisvoorstelling van de covalente binding m snel moleculen, bouwstenen van niet-metalen en niet-zouten, te kunnen voorstellen doen we beroep op de voorstellingwijze van Lewis. Deze lewisvoorstelling leert ons niets over de juiste ruimtelijke schikking van de atomen in de moleculen. Dit aspect volgt later. Gilbert Newton Lewis, die in 1916 aan de basis lag van de idee van de covalente binding, gebruikte bij de introductie van dit model elektronenstipformules voor de moleculen. De elektonenstipvoorstelling geeft van de atomen in die molecule de elektronenverdelingen op de buitenste schillen weer, samen met de gemeenschappelijke of bindende elektronenparen. Deze elektronenstipvoorstelling noemt men ook lewisformule of structuurformule. We onderscheiden, naar het aantal valentie-elektronen dat door beide bindingspartners gemeenschappelijk gedeeld wordt, enkelvoudige, dubbele en drievoudige bindingen. Naar de herkomst van het gemeenschappelijke paar onderscheiden we normale covalente bindingen, waarbij beide bindingspartners een gelijke bijdrage leveren tot de gemeenschappelijke elektronenparen, en datieve covalente bindingen, waarbij het gemeenschappelijke paar afkomstig is van één van beide bindingspartners (donor) en waarbij de andere partner, die Afb. 6 Gilbert Lewis 24 oofdstuk 2 Molecuulmodellen

25 geen bijdrage levert, acceptor genoemd wordt. Vandaar ook de naam donor-acceptorbinding. Voorbeelden Normale covalente bindingen Enkelvoudige covalente bindingen l 2 l + l l l Afb. 7 Enkelvoudige covalente binding in l Dubbele covalente bindingen Drievoudige covalente bindingen Afb. 8 Enkelvoudige covalente bindingen in 2 N 2 N + N N N N + + N N Datieve covalente binding of donor-acceptorbinding S 2 Afb. 9 Dubbele covalente binding in 2 Er is een dubbele binding tussen het zwavelatoom en één van beide zuurstofatomen. et zwavelatoom kan nadien geen normale covalente binding meer aangaan. Bij het tweedezuurstofatoom kunnen de beide ongepaarde elektronen in één orbitaal plaatsnemen, zodat er een lege orbitaal ontstaat die kan overlappen met de volledig gevulde van zwavel. De donor-acceptorbinding wordt weergegeven door een pijl van donor naar acceptor. l 2 Afb. 10 Drievoudige covalente binding in N 2 Voor de opbouw van complexere moleculen kan men ook beroep doen op enkele regels die steunen op de edelgasconfiguratie. We bespreken deze regels aan de hand van een voorbeeld. oofdstuk 2 Molecuulmodellen 25

26 2 S 4 1 ste regel We maken de som van alle valentie-elekronen, eventueel vermeerderd met het aantal negatieve ladingen bij een negatief polyatomisch ion of verminderd met het aantal positieve ladingen bij een positief polyatomisch ion. Dit getal noemen we V. V = 2 1 () (S) () = 32 2 de regel We berekenen het aantal elektronen nodig om aan ieder atoom de gepaste edelgasconfiguratie te geven. Dit getal noemen we E. E = 2 2 () (S) () = 44 3 de regel We berekenen het aantal bindende paren = B = E V. 2 Vermits er 44 elektronen nodig zijn en we slechts over 32 elektronen beschikken, zullen er elektronen tweemaal moeten geteld worden. Enkel de bindende paren worden dubbel geteld. Uit het voorgaande cijfermateriaal kunnen we berekenen dat er 12 (= E V) elektronen dubbel moeten geteld worden wat overeenkomt met 6 ( = B = E V ) bindende paren. 2 4 de regel We tekenen de structuur zo symmetrisch mogelijk en brengen de bindende paren aan. ierbij letten we er op dat waterstof steeds eindstandig is, dat er geen ringstructuren gemaakt worden en dat atomen van de zelfde elementensoort niet met elkaar verbonden worden. (Enkelvoudige stoffen en koolstofketens, vooral in de organische chemie, vormen hierop de uitzondering.) S 5 de regel We berekenen het aantal niet-bindende of vrije elekronenparen. iervoor nemen we het aantal aanwezige valentie-elektronen ( = V) en trekken daarvan het aantal bindende elektronen ( = 2B = E-V) af. m het aantal paren te bekomen delen we door twee. We brengen een aantal nietbindende elektronenparen rond ieder atoom aan. ierbij houden we rekening met de twee- (e) of achtomringing S 26 oofdstuk 2 Molecuulmodellen

27 6 de regel We brengen de formele ladingen aan. Wanneer in een lewisformule een covalent gebonden atoom in zijn onmiddellijke omgeving meer of minder valentie-elektronen heeft dan in ongebonden toestand, draagt het atoom een negatieve of positieve formele lading. Voor de bepaling van het aantal elektronen rond het gebonden atoom rekent men niet-bindende paren tot het atoom waarbij ze staan. Van de bindende paren krijgt iedere bindingspartner één elektron toegewezen. De aldus bekomen som wordt vergeleken met het normale aantal valentieelektronen om de formele lading te bepalen. De formele lading speelt een belangrijke rol bij heel wat begrippen: zuursterkte, organische reactiemechanismen, 2 S Welke atomen aan elkaar gebonden zijn en met welk type binding moet bij meer complexe moleculen volgen uit grondig structuuronderzoek en ons dan ook worden medegedeeld. Toch komen we met hogervermelde regels al een heel eind als we bovendien nog met het volgende rekening houden: structuren met het kleinste aantal formele ladingen leveren de grootste bijdrage tot de realiteit (rekening houdend met hoger vermelde regels): structuren met gelijknamige ladingen op naburige atomen dragen in geringe mate bij tot de realiteit, structuren met positieve formele ladingen op sterk elektronegatieve atomen zoals zuurstof dragen weinig bij tot de realiteit. 4 Gebruik bovenstaande regels om de lewisstructuren (formules) te schrijven van volgende oxozuren. 2 3 N 3 N 2 3 P 4 2 S 4 2 S 3 l 4 diwaterstofcarbonaat koolzuur waterstofnitraat salpeterzuur waterstofnitriet salpeterigzuur triwaterstoffosfaat fosforzuur diwaterstofsulfaat zwavelzuur diwaterstofsulfiet zwaveligzuur waterstofperchloraat perchloorzuur oofdstuk 2 Molecuulmodellen 27

28 l 3 l 2 l 2 S 2 3 waterstofchloraat chloorzuur waterstofcloriet chlorigzuur waterstofhypochloriet onderchlorigzuur hypochlorigzuur diwaterstofthiosulfaat Valentiebindingstheorie (VB-theorie van eitler en London) Deze theorie is de eenvoudigste. Er wordt verondersteld dat, als twee atomen zich met elkaar binden, de orbitalen waarin de ongepaarde elektronen zich bevinden, elkaar overlappen. p die manier kan in de overlappingsruimte een gemeenschappelijk elektronenpaar ontstaan. Men spreekt van een -overlapping of een -binding als de symmetrieassen van de overlappende orbitalen in elkaars verlengde liggen. De bindende elektronen (het bindende doublet) worden aangebracht in de overlappingsruimte. De elektronen moeten een tegengestelde spin hebben omdat ze tot éénzelfde waarschijnlijkheidsverdeling of orbitaal moeten kunnen behoren. Bij een dergelijke bindingsbenadering is de sterkte van de binding evenredig met de grootte van de overlappingsruimte. Afb. 11 Walter eitler Afb. 12 Fritz London Andere voorbeelden Difluor F 2 : Afb. 14 F F 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 5 Waterstoffluoride F: Afb. 15 F 1s 1 1s 2 2s 2 2p 5 In heel wat moleculen komen er dubbele Afb. 14 -binding in F en/of drievoudige bindingen voor: er zijn 2 twee of drie gemeenschappelijke elektronenparen tussen twee atomen. In die gevallen moet er dan ook twee of drie keer overlapping tussen orbitalen optreden. Dit is o.a. het geval bij dizuurstof. Afb. 13 -binding in 2 Afb. 15 -binding in F 28 oofdstuk 2 Molecuulmodellen

29 Dizuurstof 2 : Afb. 16 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 4 De p x -orbitalen overlappen elkaar rechtstreeks: er ontstaat een binding. De p z -orbitalen overlappen elkaar zijdelings (alhoewel dit op de figuur, voor de leesbaarheid, niet zo is). In dit geval spreekt men van een overlapping of binding: de symmetrie-assen van de overlappende orbitalen lopen evenwijdig, maar vallen niet samen. Distikstof N 2 : Afb. 18 Afb en -overlapping N N 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2 2s 2 2p 3 Afb en -binding in 2 Naast de binding (rechtstreekse overlapping tussen de p x -orbitalen) zijn er nu twee bindingen (zijdelingse overlapping tussen respectievelijk de p y -orbitalen en de p z -orbitalen). De VB-theorie levert ons vooral informatie over de ruimtelijke structuur van de moleculen. Mesomerie S 2 Afb en -binding in N 2 Via metingen werd vastgesteld dat de beide S bindingen dezelfde bindingslengte en dezelfde S bindingssterkte hebben, niettegenstaande ze in de lewisstructuur volledig anders zijn: dubbel covalent voor de linkerbinding, datief-covalent voor de rechterbinding. Daaruit moeten we besluiten dat er iets schort aan onze voorstellingswijze, want we stellen immers volkomen identieke bindingen op een verschillende wijze voor. De oplossing voor dit probleem is het mesomerie-model. In dit model tekent men meerdere lewisstructuren (kanonieken), die alle voldoen aan de twee- of achtomringing. In deze kanonieken bevinden de atoomkernen zich op dezelfde plaats, maar is de elektronenomringing verschillend. Men neemt aan dat geen enkele van deze kanonieken de realiteit voorstelt, maar dat de reële toestand, de hybride, het best benaderd wordt door een kruising van deze kanonieken. oofdstuk 2 Molecuulmodellen 29

30 Volgende regels zijn in dit opzicht belangrijk: structuren met het kleinste aantal formele ladingen leveren de grootste bijdrage tot de hybride, structuren met gelijknamige ladingen op naburige atomen dragen in geringe mate bij tot de hybride, structuren met positieve formele ladingen op sterk elektronegatieve atomen zoals zuurstof dragen weinig bij tot de realiteit. We kunnen slechts spreken van mesomerie vanaf het ogenblik dat een aantal elektronen over minstens drie atoomkernen verdeeld zijn. De elektronen noemt men gedelokaliseerde elektronen. In het geval S 2 zijn er vier elektronen over drie kernen verdeeld. Soms gebruikt men één structuur om de reële toestand of de hybride weer te geven. Daarbij S worden de gedelokaliseerde elektronen met stippellijnen weergegeven en worden er geen formele ladingen geschreven. In deze voorstelling voldoen niet alle atomen aan de twee- of achtomringing. N 3 Er zijn zes gedelokaliseerde elektronen. N 5 Geef de structuur van: 3 2 N 3 SN N 2 N 2 30 oofdstuk 2 Molecuulmodellen

31 3 ybridisatie De VB-theorie levert ons informatie over de ruimtelijke structuur van moleculen. In veel gevallen is de structuur die we afleiden door gebruik te maken van de VB-theorie, niet overeen te stemmen met de realiteit. Dit komt omdat golffuncties opgesteld werden voor losse atomen (in feite voor het waterstofatoom), terwijl in moleculen de atomen elkaar onderling beïnvloeden. m het model op dit vlak te verfijnen werd het hybridisatiemodel ingevoerd. ybridisatie betekent kruising. hemisch gaat het om combinaties van wiskundige functies (orbitalen). Tetragonale of sp 3 -hybridisatie We nemen als voorbeeld de 4 -molecule (methaan). Beschouwen we de elektronenconfiguratie van het -atoom: 1s 2 2s 2 2p 2. We zien dat slechts twee normale covalente bindingen kan vormen. De praktijk geeft echter vier bindingen aan. m de nodige covalente bindingsmogelijkheden te scheppen, moet er energie aan het -atoom toegevoegd worden om één 2s-elektron naar de lege 2p-orbitale te brengen. et -atoom bevindt zich dan in aangeslagen toestand. Afb. 19 sp 3 -hybridisatie Metingen hebben aangetoond dat de vier -bindingen gelijk zijn in sterkte en in lengte. Een overlapping van een s-orbitale (van ) met respectievelijk een s- en drie p-orbitalen van kan dit niet verklaren. Men moest vier volkomen gelijkwaardige waarschijnlijkheidsverdelingen in het leven roepen en dat heeft men gedaan door een combinatie te maken van de 2s en de drie half-bezette 2p orbitalen. De symmetrie-assen van deze vier hybridorbitalen moeten zo ver mogelijk uit elkaar liggen. Dit betekent dat ze gericht zijn naar de hoekpunten van een regelmatig viervlak of een tetraëder: de assen van de Afb. 20 Tetraëdrische structuur van 4 vier sp 3 -hybridorbitalen vormen een hoek van De structuur van 4 is dus tetraëdrisch. ok in een ethaanmolecule 2 6 vertonen de -atomen een sp 3 -hybridisatietoestand. Afb molecule oofdstuk 2 Molecuulmodellen 31

32 Trigonale of sp 2 -hybridisatie We nemen als voorbeeld de 2 4 -molecule (etheen). De -atomen bevinden zich in aangeslagen toestand. In dit geval maakt men een combinatie van de 2s en twee 2p orbitalen: sp 2 - hybridiatie. Er ontstaan daarbij 3 hybridorbitalen, die zover mogelijk uit elkaar liggen: dit betekent in dit geval dat de drie sp 2 -hybridorbitalen een hoek van 120 maken. De lege p-orbitale staat loodrecht op het vlak van de sp 2 - hybridorbitalen. Dit levert voor de etheenmolecule het volgende resultaat op: Afb. 23. Tussen beide koolstofatomen hebben we een dubbele binding, bestaande uit een -binding (rechtstreekse overlapping) en een -binding (zijdelingse overlapping). De -atomen zijn aan gebonden d.m.v. een -binding. De bindingen rond beide -atomen vormen hoeken van 120. Afb. 22 sp 2 -hybridisatie Digonale of sp-hybridisatie We nemen als voorbeeld de 2 2 -molecule (ethyn). De -atomen bevinden zich in aangeslagen toestand. Afb molecule In dit geval maakt men een combinatie van de 2s en slechts één 2p orbitale: sp-hybridiatie. Er ontstaan daarbij 2 hybridorbitalen, die zover mogelijk uit elkaar liggen: dit betekent in dit geval dat de twee sp-hybridorbitalen een hoek van 180 maken (lineair). De beide lege p-orbitalen staan loodrecht op de sphybridorbitalen en ook loodrecht op elkaar. Afb. 24 sp-hybridisatie 32 oofdstuk 2 Molecuulmodellen

33 Afb molecule Dit levert voor de ethynmolecule het volgende resultaat op: Afb. 25Afb. 23. Tussen beide koolstofatomen hebben we een drievoudige binding, bestaande uit een -binding (rechtstreekse overlapping) en twee - bindingen (zijdelingse overlapping). De -atomen zijn aan gebonden d.m.v. een -binding. De bindingen rond beide -atomen vormen hoeken van 180 : de molecule heeft een lineaire structuur. Enkele kenmerken van de hybridisatie en hybridorbitalen De hybridisatie treedt slechts op op het ogenblik van de binding. Alle hybridorbitalen hebben dezelfde vorm. De hybridorbitalen zijn energetisch gelijkwaardig. De hybridorbitalen liggen in de ruimte rond de kern zo ver mogelijk uit elkaar. De hybridorbitalen worden gesymboliseerd door de symbolen van de aan de hybridisatie deelnemende orbitalen na elkaar te schrijven en het aantal van iedere deelnemende orbitaalsoort als een exponent bij het betrokken symbool weer te geven. Keuze van de hybridisatie et hybridisatiemodel is opnieuw een hulpmiddel om de ruimtelijke voorstelling van moleculen en polyatomische ionen zo dicht mogelijk te doen aansluiten bij de realiteit. Alhoewel het in enkele gevallen niet nodig is om beroep te doen op het hybridisatiemodel om de juiste waarden van de bindingshoeken af te leiden, spreken wij af om bij de ruimtelijke voorstelling van moleculen en polyatomische ionen de hierin voorkomende atomen in de gepaste hybridisatietoestand voor te stellen. m te bepalen in welke hybridisatietoestand een bepaald atoom in een verbinding zich bevindt, passen we volgende regel toe. Maak de som van het aantal bindingspartners en het aantal niet-bindende elektronenparen rond het atoom. Som ybridisatie 4 sp 3 3 sp 2 2 sp In de tabel op de volgende bladzijde vind je een gedetailleerd overzicht van alle mogelijkheden. oofdstuk 2 Molecuulmodellen 33

34 Aantal bindingspartners van X Aantal niet-bindende paren op X Som ybridisatietoestand van X Ruimtelijke structuur van X Voorbeelden (X is vet gedrukt) 6 Werk de voorbeelden uit de tabel zelf uit. Afb. 26 Bolkapmodel 4 Afb Bolkapmodel N N 4 - S N sp 3 Afb Bolkapmodel BF 3 - l 2 Afb Bolkapmodel BF BF S 3 - N sp 2 S 2 Afb Bolkapmodel S S 2 - S 2 Afb Bolkapmodel S 2 Afb Bolkapmodel 2 34 oofdstuk 2 Molecuulmodellen

35 Aantal bindingspartners van X Aantal niet-bindende paren op X Som ybridisatietoestand van X Ruimtelijke structuur van X Voorbeelden (X is vet gedrukt) Afb Bolkapmodel Bel Bel 2 - N 2 sp 1 1 N 2 - N Afb Bolkapmodel N geen 2 De hybridisatietoestand van een atoom kan ook bepaald worden op de volgende manier. Tel het aantal -bindingen rond het atoom. oud daarbij rekening met volgende regels. Binding Aantal bindingen ybridisatie 0 sp 3 1 sp 2 2 sp oofdstuk 2 Molecuulmodellen 35

36 8 Geef, naar analogie met wat voorafgaat, de ruimtelijke structuur van: 3 SN N 2 N 3 N Ionbinding ovalente binding In natriumchloride is er tussen het natrium- en het chlooratoom waarschijnlijk geen covalente binding gevormd. Dit heeft inderdaad weinig zin: het chlooratoom bereikt er wel een edelgasconfiguratie door, het natriumatoom helemaal niet (slechts 2 elektronen in de buitenste schil). Vandaar dat wij aannemen dat natrium en chloor Na + gebonden zijn door een ionbinding: het elektron uit de buitenste schil van Na wordt volledig afgestaan aan het l-atoom en er ontstaan ionen. Volgens Pauling heeft de binding in Nal echter ook een zeker covalent karakter. ij gaat ervan uit dat ook in ionverbindingen mesomerie optreedt en dat Nal een hybride is tussen Nal (100% covalent) en Nal (100% en dat het verschil in bepaalt welk karakter de bovenhand haalt. ionair) Bij Nal is = 3,2 0,9 = 2,3, wat volgens Pauling betekent dat de binding 73% ionkarakter heeft. Uit onderstaande tabel kan je het karakter van een binding afleiden. % % covalent % % covalent ionkarakter karakter ionkarakter karakter 0, , , , , , , , , , , , Na + l Na l Is = 0, dan spreken we van een zuivere covalente binding. Als 0 < < 1.7, dan spreken we van een covalente binding met ionkarakter. Is > 1.7, dan spreken we van een ionbinding (met gedeeltelijk covalent karakter). l Na l 36 oofdstuk 2 Molecuulmodellen

37 5 Eigenschappen van de covalente verbindingen Afb. 35 Kristalstructuur van dijood Afb. 36 Atoomrooster van diamant Afb. 37 Atoomrooster De covalente verbindingen hebben lage smelt- en kookpunten ten gevolge van de zwakke intermoleculaire krachten. Uiteraard zijn de meeste covalente verbindingen gassen of vloeistoffen. Toch zijn er ook vaste verbindingen, die dan, in tegenstelling tot de ionverbindingen, niet alleen bros, maar ook zacht zijn. De smelt- en kookpunten zullen toenemen met stijgende molecuulmassa (dispersiekrachten), maar bij ongeveer gelijke molecuulmassa zullen de andere intermoleculaire krachten een rol spelen. Dibroom bijvoorbeeld (Br 2 ) is een roodbruine vluchtige vloeistof (M = 160 g/mol) en Il is een vaste stof met smeltpunt 27 (M = 162 g/mol). et is duidelijk dat de dipool-dipoolattractiekrachten hiervoor verantwoordelijk zijn. De vaste covalente verbindingen vormen molecuulkristallen, waarbij de moleculen door zwakke vanderwaalskrachten (overkoepelende term voor intermoleculaire krachten) vastgehouden worden en waaruit de moleculen vaak vrij gemakkelijk ontsnappen. We denken aan het sublimerende dijood en aan de pyrofore witte fosfor die onder water dient bewaard. Een uitzondering hierop vormt diamant ( n ), de hardste stof. In diamant is ieder koolstofatoom op covalente wijze aan vier andere koolstofatomen gebonden in tetraëderverband. Er is hier sprake van één reusachtige molecule (macromolecule) die even groot is als het diamantkristal zelf. We hebben hier een atoomkristal. Noch in vaste, noch in gesmolten toestand geleiden de covalente verbindingen de elektrische stroom. De uitzondering hierop vormt grafiet, de andere verschijningsvorm van n. Grafiet is een zachte stof die zelfs als smeermiddel gebruikt wordt. Deze zachtheid komt vooral door de lagenstructuur, waarbij de lagen gemakkelijk over elkaar kunnen schuiven. De lagen zelf bestaan uit zeshoeken waarbij ieder koolstofatoom sp 2 - gehybridiseerd is en hiermee aan drie andere koolstofatomen gebonden is. De geleiding voor elektrische stroom gebeurt via de beweeglijke p- elektronen in de evenwijdige p-orbitalen die loodrecht staan op de lagen waarin de sp 2 -orbitalen liggen. oofdstuk 2 Molecuulmodellen 37

38 38 oofdstuk 2 Molecuulmodellen

39 3 Intermoleculaire krachten 1 Polaire covalente binding Wij mogen nooit uit het oog verliezen dat wij niet in staat zijn een atoombril op te zetten waarmee atomen in hun gebonden toestand kunnen geobserveerd worden, verre van iets te kunnen zien i.v.m. hun elektronenomringing. Wat wij op papier zetten als voorstellingswijzen zijn niet noodzakelijk exacte weergaven van de realiteit, maar onze modellen hebben waarde vanaf het ogenblik dat wij met die modellen in staat zijn waargenomen eigenschappen te verklaren en te voorspellen. Niet anders is het met de lewisvoorstelling van moleculen en ionen. Dit is de perfecte, 100% covalente binding, waarbij de verdeling van het bindende elektronenpaar homogeen over beide kernen gebeurt. Met andere woorden: het bindende elektronenpaar brengt evenveel tijd door rond beide -kernen: het bindende elektronenpaar is homogeen verdeeld over beide kernen. l l l + - l Dit is ook het geval in een molecule dichloor. We hebben in beide gevallen te maken met een apolaire covalente binding. Als het gemeenschappelijke elektronenpaar zich bevindt tussen twee verschillende atoomkernen, dan wordt het door beide kernen (meestal) niet even sterk aangetrokken. Drie aspecten hebben hier een invloed. 1. De grootte van de kernladingen De -kern bevat slechts 1 proton, de l-kern daarentegen bevat er 17 en is dus veel positiever dan de -kern. ieruit zouden we (voorbarig) kunnen besluiten dat de chloorkern 17 keer sterker het gemeenschappelijke elektronenpaar aantrekt. 2. De afstand tussen de kernen en het gemeenschappelijke elektronenpaar De binding gebeurt met een elektron uit de 1ste schil van en een elektron uit de 3de schil van l. et bindende paar zit dus dichter bij de -kern dan bij de l-kern. ieruit zouden we (voorbarig) kunnen besluiten dat de - kern sterker aan het elektronenpaar trekt. 3. Afscherming van de kern Tussen de l-kern en het bindende elektronenpaar bewegen er nog 16 andere elektronen. Daardoor wordt de positieve l-kern afgeschermd en oefent hij een kleinere aantrekking uit op het bindingspaar. et resultaat van al deze factoren is dat het bindende elektronenpaar in dit geval het sterkst wordt aangetrokken door de l-kern. ierdoor, zeggen we, verschuift het bindende paar naar l toe. In feite betekent dit dat het bindende paar meer tijd rond de l-kern doorbrengt dan rond de -kern. De elektronendichtheid rond de l-kern wordt groter dan in ongebonden toestand: het l-atoom wordt een beetje negatief, terwijl het in zijn ongebonden toestand neutraal is. et l-atoom krijgt een negatieve deellading gesymboliseerd door de Griekse letter (= d van deellading), gevolgd door een teken. De elektronendichtheid rond de -kern wordt kleiner dan in ongebonden toestand: het -atoom wordt een beetje positief, terwijl het in zijn ongebonden toestand ook neutraal is. oofdstuk 3 Intermoleculaire krachten 39

40 De verschuiving van het bindende paar wordt aangegeven door een pijl in het midden van het bindingsstreepje. Bij een asymmetrische verdeling van het bindende paar spreken we van een polaire covalente binding. Pauling spreekt ook van een covalente binding met ionkarakter en hij voert het begrip elektronegativiteit in. 2 Elektronegativiteit De elektronegativiteit of elektronegatieve waarde van een element is een onbenoemd getal, dat uitdrukt in welke mate het atoom bij een covalente binding het gemeenschappelijke elektronenpaar naar zich toetrekt. Afb. 1 Linus Pauling Linus Pauling " the energy of an actual bond between unlike atoms is greater than (or equal to) the energy of a normal covalent bond between these atoms. This additional bond energy is due to the additional ionic character of the bond; that is, it is the additional ionic resonance energy that the bond has as compared with a bond between like atoms." Voor het berekenen van de elektronegativiteit zijn er verschillende methoden. In de berekeningswijze van Pauling werd van fluor F, het meest elektronegatieve element, oorspronkelijk arbitrair op 4,0 gesteld. Afb. 3 Elektronegativiteiten volgens Pauling Zoals je kan merken, stijgt van links naar rechts en van onder naar boven in het Periodiek Systeem. Bij de edelgassen wordt er geen vermeld: zij vormen toch geen bindingen. Afb. 2 Periodiciteit van Afb. 4 Trends in 40 oofdstuk 3 Intermoleculaire krachten

41 9 Verklaar waarom de toeneemt van links naar rechts en van onder naar boven. 3 Ionbinding ovalente binding In natriumchloride is er tussen het natrium- en het chlooratoom waarschijnlijk geen covalente binding gevormd. Dit heeft inderdaad weinig zin: het chlooratoom bereikt er wel een edelgasconfiguratie door, het natriumatoom helemaal niet (slechts 2 elektronen in de buitenste schil). Vandaar dat wij aannemen dat natrium en chloor gebonden zijn door een ionbinding: het elektron uit Na + de buitenste schil van Na wordt volledig afgestaan aan het l-atoom en er ontstaan ionen. Volgens Pauling heeft de binding in Nal echter ook een zeker covalent karakter. ij gaat ervan uit dat ook in ionverbindingen mesomerie optreedt en dat Nal een hybride is tussen Nal (100% covalent) en Nal (100% en dat het verschil in bepaalt welk karakter de bovenhand haalt. ionair) Bij Nal is = 3,2 0,9 = 2,3, wat volgens Pauling betekent dat de binding 73% ionkarakter heeft. Uit onderstaande tabel kan je het karakter van een binding afleiden. % % covalent % % covalent ionkarakter karakter ionkarakter karakter 0, , , , , , , , , , , , Na + l Na l Is = 0, dan spreken we van een zuivere covalente binding. Als 0 < < 1.7, dan spreken we van een covalente binding met ionkarakter. Is > 1.7, dan spreken we van een ionbinding (met gedeeltelijk covalent karakter). l Na l oofdstuk 3 Intermoleculaire krachten 41

42 4 Polaire moleculen Als bindende elektronenparen zich naar de meest elektronegatieve bindingspartner verplaatsen, kan dit aanleiding geven tot moleculen die een positieve en een negatieve (elektrische) pool bezitten. Dergelijke moleculen, waarbij de positieve en negatieve ladingszwaartepunten niet samenvallen, worden dipoolmoleculen genoemd. Dergelijke moleculen richten zich in een elektrisch veld met de positieve pool naar de negatieve zijde en met de negatieve pool naar de positieve zijde van het aangelegde veld. Als we weten of de bouwstenen van een stof dipoolmoleculen zijn of niet, dan kunnen we afleiden welke intermoleculaire krachten (zie verder) er werken tussen deze moleculen. Zo kunnen we voorspellingen doen in verband met het smeltpunt, het kookpunt en de oplosbaarheid in bepaalde oplosmiddelen van de beschouwde stof of deze eigenschappen verklaren. Dit laat ons bijvoorbeeld toe een geschikt oplosmiddel voor een bepaalde stof te kiezen. De wetenschap of een molecule al dan niet een dipoolmolecule is kan ons, omgekeerd, ook iets leren over de structuur van de molecule. m na te gaan of we te doen hebben met een dipoolmolecule gebruiken we de vectormethode. ierbij gaan we als volgt tewerk. We tekenen de juiste ruimtelijke structuur van de molecule. Dat kan via de lewisvoorstelling, waarbij ervoor gezorgd wordt dat de exacte bindingshoeken worden weergegeven. We brengen langs de bindingen vectoren aan. De zin van die vectoren is van + naar en de grootte is (zo goed als mogelijk) evenredig met. Vervolgens wordt de som van alle aanwezige vectoren gemaakt. Is deze som nul dan is de molecule een apolaire molecule, is deze som niet nul dan hebben we te maken met een dipoolmolecule. Deze vectoren zijn een kwantitatieve uitdrukking voor de graad van verschuiving van het bindende elektronenpaar. Dipoolmomenten worden net omgekeerd gedefinieerd. Veronderstel dat de twee ladingszwaartepunten op een afstand d van elkaar liggen en dat Q de grootte van de deelladingen + en - voorstelt (Q = ), dan is het dipoolmoment p gelijk aan: p Q. d et dipoolmoment wordt uitgedrukt in.m. Grafisch wordt het dipoolmoment dus voorgesteld door een vector met de volgende karakteristieken: Aangrijpingspunt centrum van de negatieve lading Richting de as die het centrum van de negatieve lading met het centrum van de positieve lading verbindt Zin van de negatieve naar de positieve lading Grootte evenredig met de getalwaarde van het dipoolmoment. ier zullen wij ter vereenvoudiging de vectorgrootte evenredig nemen met het verschil in elektronegatieve waarde tussen de bindingspartners. Afb. 5 Dipoolmoleculen in een elektrisch veld Vroeger gebruikte men diverse eenheden die aangepast waren aan het atomaire niveau, zoals de lengte-eenheid ångstrom Å, gelijk aan m, de grootte-orde van de afmetingen van atomen. Voor het dipoolmoment werd de eenheid debeye (D) gebruikt en die is gelijk aan 3, m. Dit stemt, wat de Afb. 6 Peter Debye 42 oofdstuk 3 Intermoleculaire krachten

43 grootte-orde betreft, overeen met elektronladingen (1, ) op een afstand die overeenstemt met de grootte-orde van de afstand tussen twee covalent gebonden atomen (10 10 m). 5 verzicht Enkelvoudige stoffen Vermits er bij enkelvoudige stoffen geen verschuivingen van de bindende paren plaatsgrijpen, kunnen er nooit dipoolmomenten optreden en zijn deze moleculen dus steeds apolair. 2, l 2, 2, N 2 Samengestelde stoffen Diatomische moleculen Deze moleculen zullen, als er een verschil in is tussen de bindingspartners, steeds polair zijn. et zijn n.l. steeds lineaire moleculen. F, l, Br, I, Il Polyatomische moleculen Moleculen van het type AB 2 Bel 2, 2, 2 Bij de watermolecule zien we duidelijk dat de vectorsom verschillend is van nul. De watermolecule is dus een dipoolmolecule. Moleculen van het type AB 3 BF 3, N 3 Bij BF 3 is het duidelijk te merken dat de som van de vectoren gelijk is aan nul. et is een apolaire molecule. ok bij N 3 is het tekenen van de vectoren niet echt nodig om te zien dat de som verschillend is van nul. De ammoniakmolecule is dus een dipoolmolecule. Moleculen van het type AB 4 l 4, 4, l 2 F 2 Tekenen we de ruimtelijke voorstelling van de tetraëders, zoals het eigenlijk hoort, dan kunnen we ons via deze perspectieftekening geen som van vectoren voorstellen en wordt het moeilijk om het juiste besluit te trekken. Daarom gaan we de vier bindingen in één vlak afbeelden. oofdstuk 3 Intermoleculaire krachten 43

44 l 4 en 4 et is duidelijk dat in beide gevallen de som van deze vier vectoren gelijk is aan nul: l 4 en 4 zijn apolaire moleculen. In het geval van l 2 F 2 moeten we alle mogelijkheden, waarop l en F t.o.v. elkaar op het vierkant kunnen geplaatst worden, onderzoeken. Blijkt dat bij één van die gevallen de som der vectoren verschillend is van nul, dan hebben we een dipoolmolecule. In de linkervoorstelling is de som nul, in de rechter daarentegen verschilt de som van nul. et is een dipoolmolecule. molecule p (10 30.m) molecule p (10 30.m) F 6,27 Pl 3 2,57 l 3,40 PF 3 3,40 Br 2, I 1,25 0,40 2 6,07 S 2 5,40 2 S 3, N 3 4,82 3 l 6,14 P 3 1,82 2 l 2 5,25 As 3 0,53 l 3 3,80 l 4 0 Linus Pauling gebruikte het dipoolmoment om het %-ionkarakter van een polaire covalente binding te berekenen. l De bindingsafstand tussen het waterstof- en het chlooratoom bedraagt 1, m. Als de binding tussen beide atomen ionair is, dan is p = 1, m 1, = 2, m. (6.15) Experimenteel vindt men 3, m en via een kleine berekening ziet men dat de l-binding 17% ionair karakter heeft. Immers, 3, m is 17% van 2, m. 10 Van S 2 weet men dat het een dipoolmolecule is. Wat leert ons dat over de ruimtelijke structuur van deze molecule? 11 De bindingsafstand tussen de beide atomen in de F-molecule bedraagt 93 pm. Bereken het % ionkarakter van deze covalente binding. 12 Zijn de volgende moleculen al dan niet dipoolmoleculen? Verklaar met de vectortheorie. Pl 3, AlI 3, 2 S, Sl 2, N 2, BBr 2 l, oofdstuk 3 Intermoleculaire krachten

45 6 Soorten intermoleculaire krachten In de moleculen worden de atomen samengehouden door relatief sterke bindingskrachten. De sterkste covalente bindingen moeten in sterkte niet onderdoen voor de sterke ionbindingen. m één mol Nal te dissociëren in de samenstellende ionen is 766 kj nodig, om één mol drievoudige bindingen tussen de twee stikstofatomen in N 2 te breken is 945 kj nodig. De krachten tussen moleculen onderling daarentegen zijn veel zwakker. In het geval van de sterkste intermoleculaire krachten gaat het over 40kJ per mol. De studie van de intermoleculaire krachten geeft ons een verklaring voor smelt- en kookpunten en voor de oplosbaarheid van bepaalde stoffen in bepaalde oplosmiddelen. We onderscheiden drie types intermoleculaire krachten. Londonkrachten of dispersiekrachten Afb. 7 Afb. 8 Tussen apolaire moleculen zoals l 2, 2, 2, F 2 e.a. verwachten we, wegens de symmetrische verdeling van de elektronenwolk, enkel afstotende krachten. Koelen we echter F 2 -gas af tot 187, dan wordt het gas vloeibaar en koelen we verder af tot 223 dan verkrijgen we vast F 2. Dit voorbeeld wijst duidelijk op het bestaan van aantrekkende krachten tussen deze apolaire moleculen. De natuur van deze krachten werd ingezien door London in 1930 en steunt op het golfkarakter van de elektronen. De elektronengolf heeft een periode van s. Veronderstellen we dat het elektron zou kunnen gefotografeerd worden, dan zouden we met een belichtingstijd groter dan die periode een niet-veranderende wolk zien. Wanneer echter de belichtingstijd korter is dan die periode, levert dit slechts een deel van het volledige beeld. Bekijk het als volgt. et gemeenschappelijke elektronenpaar beweegt op een bepaald ogenblik rond de linkeratoomkern en ontstaat er daar een negatieve deellading. p dat ogenblik heerst er rond de rechteratoomkern een elektronentekort en ontstaat er daar een positieve deellading. Even later is de situatie omgekeerd. Er ontstaan dus ogenblikkelijke of tijdelijke dipoolmomenten. Nemen we de diwaterstofmolecule als voorbeeld. Bij de rechtse figuur (Afb. 7) valt het zwaartepunt van de wolk niet meer samen met dit van de kernen en vertoont het geheel een elektrisch dipoolmoment. Apolaire moleculen vertonen dus tijdelijk een dipoolmoment. Deze tijdelijke dipool kan een werking uitoefenen op de naburige moleculen. Zo krijgen we een wisselwerking tussen naburige moleculen (Afb. 8). De zogenaamde londonkrachten ontstaan dankzij een ruimtelijke coördinatie van de snel variërende tijdelijke dipolen. Dat type krachten treedt op tussen alle moleculen, maar wordt vaak in belang overstegen door andere intermoleculaire krachten. Deze londonkrachten nemen af met 1/(diameter) 6 Een kleine verwijdering tengevolge van thermische agitatie betekent verlies van de aantrekking. Deze krachten zijn functie van het gemak waarmee de eletronenwolk verschuift: de polariseerbaarheid. Deze polariseerbaarheid neemt toe met het aantal elektronen in de molecule en dus met de massa van de molecule. Deze krachten nemen ook toe met het contactoppervlak tussen de moleculen. Dit verklaart bijvoorbeeld waarom het kookpunt van n-pentaan oofdstuk 3 Intermoleculaire krachten 45

46 hoger is dan dit van neopentaan, alhoewel ze beide dezelfde formule hebben ( 5 12 ). Dipool-dipoolkrachten De dipool-dipoolkrachten treden enkel op tussen dipoolmoleculen. Zij zijn op te vatten als het verschil tussen de aantrekkende krachten tussen de tegengestelde polen en de afstoting tussen de gelijknamige polen. Deze aantrekking geeft bovendien aanleiding tot een oriëntatie-effect. Waterstofbruggen Afb. 9 Dipool-dipoolkrachten Waterstofbruggen treden alleen op tussen moleculen waarin een - atoom gebonden is aan een klein, zeer elektronegatief atoom (F,, N). + - F F + - F 2 en 2 5 (ethanol) ok interne -bruggen zijn mogelijk Afb. 10 Kookpunten van enkele verbindingen 13 Tracht met behulp van bovenstaande gegevens het verloop van de kookpunten van de stoffen uit Afb. 10 te verklaren. Polaire covalente verbindingen lossen goed op in water en deze oplossingen geleiden de elektrische stroom. et zijn elektrolyten. Typische voorbeelden zijn de binaire zuren en de oxozuren. Apolaire covalente verbindingen lossen slecht op in water, maar goed in apolaire oplosmiddelen. Voorbeelden: Br 2, I 2 Zowel polaire als apolaire covalente verbindingen lossen goed op in water als 3 2 ze met de watermoleculen -bruggen kunnen vormen. + + Voorbeelden: ethanol, suikers 46 oofdstuk 3 Intermoleculaire krachten

47 4 Anorganische stofklassen Anorganische stoffen bevatten geen -atomen. Stoffen die wel één of meer -atomen bevatten noemt men organische stoffen. Enkele -bevattende stoffen (koolstofmonoxide, koolstofdioxide en de koolzuur en de carbonaten bijv.) worden echter bij de anorganische stoffen ingedeeld. De anorganische stoffen worden ingedeeld in een aantal stofklassen. Die indeling wordt bepaald door het karakteristieke atoom dat of de karakteristieke atomengroep die in de formule voorkomt. Stoffen uit dezelfde stofklasse hebben bepaalde typische eigenschappen. 1 xiden 1.1 Definitie #1 We verwarmen een stukje natrium (metaal) in een kroesje. et natrium smelt en ontvlamt. et brandt en er wordt dinatriumoxide gevormd. Volgende reactie heeft plaats: 4 Na(v) + 2 (g) 2 Na 2 (v) Reactiepatroon metaal + dizuurstof metaaloxide Afb. 1 Natrium wordt bewaard onder petroleum #2 Een verbrandingslepel met zwavel wordt in de vlam van een bunsenbrander gehouden tot de zwavel brandt. We laten de verbrandingslepel in een lege erlenmeyer zakken. Er wordt zwaveldioxide gevormd. Volgende reactie heeft plaats: S(v) + 2 (g) S 2 (v) Reactiepatroon niet-metaal + dizuurstof niet-metaaloxide Afb. 2 Zwavel Zowel metalen als niet-metalen kunnen met zuurstofgas reageren. Daarbij ontstaan resp. metaaloxiden M m n en niet-metaaloxiden nm m n, met het -atoom als karakteristiek atoom. 1.2 Formules en nomenclatuur Metaaloxiden Metaaloxiden zijn ionverbindingen: ze zijn opgebouwd uit positieve metaalionen en negatieve oxide-ionen 2-. Willen we de formule van een metaaloxide correct schrijven, dan moeten we ervoor zorgen dat de som van de positieve ladingen (of G) gelijk is aan de som van de negatieve ladingen (of G). Zo is voor dinatriumoxide de correcte formule Na of Na , voor dialuminiumtrioxide is de correcte formule Al oofdstuk 4 Anorganische stofklassen 47

48 Indien het metaalion slechts één lading kan hebben, dan is het gebruik van de telvoorvoegsels in de naam niet nodig. De naam van het metaaloxide bestaat dan uit: naam van het metaal + oxide. Na 2 natriumoxide Al 2 3 aluminiumoxide Indien van het metaal meerdere ionen bestaan, dan moet de aard van het metaalion in de naam aangeduid worden. Dit kan op twee manieren: telvoorvoegsel + metaal + telvoorvoegsel + oxide metaal + (G van het metaal) + oxide Fe ijzeroxide ijzer(ii)oxide Fe 2 3 diijzertrioxide ijzer(iii)oxide 1 Schrijf de reactievergelijking en geef formule en naam (of namen) van het gevormde metaaloxide. calcium + dizuurstof aluminium + dizuurstof kalium + dizuurstof ijzer(+iii) + dizuurstof koper(+i) + dizuurstof Niet-metaaloxiden Niet-metaaloxiden zijn covalente verbindingen: ze zijn opgebouwd uit moleculen waarin niet-metaalatomen en zuurstofatomen gebonden zijn door atoombindingen. Willen we de formule van een niet-metaaloxide correct schrijven, dan moeten we ervoor zorgen dat de som van de positieve oxidatiegetallen gelijk is aan de som van de negatieve oxidatiegetallen. Bij niet-metaaloxiden zijn er voor het niet-metaalatoom heel vaak meerdere oxidatiegetallen mogelijk en bestaan er dus meerdere oxiden. In de naam ervan moet op een of andere manier duidelijk gemaakt worden over welk het gaat. Dit kan op dezelfde twee manieren als bij de metaaloxiden. S 2 S 3 2 zwavel(iv)oxide zwaveldioxide zwavel(vi)oxide zwaveltrioxide koolstof(ii)oxide koolstofmonoxide koolstof(iv)oxide koolstofdioxide 2 Geef formule en naam (of namen) van het gevormde niet-metaaloxide. stikstof(+iv) + dizuurstof fosfor(+v) + dizuurstof 48 oofdstuk 4 Anorganische stofklassen

49 1.3 Eigenschappen Metaaloxiden Metaaloxiden zijn ionverbindingen en zijn dus vaste stoffen bij gewone omstandigheden. #3 et kroesje uit exp #1 bevat natriumoxide. We spuiten er wat water bij en voegen een indicator toe. De oplossing is basisch. xiden van alkali- en aardalkalimetalen (en van sommige andere metalen) reageren met water en vormen hydroxiden, die in water hydroxide-ionen - afsplitsen en zo voor een basisch milieu zorgen. Deze oxiden noemen we basevormende oxiden. Reactiepatroon metaaloxide + water metaalhydroxide (= base) Na Na (natriumhydroxide) Na Na + + a + 2 a() 2 (calciumhydroxide) a() 2 a Niet-metaaloxiden Niet-metaaloxiden zijn atoomverbindingen. Meestal zijn ze gasvormig bij gewone omstandigheden, maar sommige zijn vloeibaar of zelfs vast. #4 De erlenmeyer uit exp #2 bevat zwaveldioxide. We spuiten er wat water bij en voegen een indicator toe. De oplossing is zuur. xiden van niet-metalen reageren met water en vormen zuren, die in water waterstofionen + afsplitsen en zo voor een zuur milieu zorgen. Deze oxiden noemen we zuurvormende oxiden. Reactiepatroon niet-metaaloxide + water oxozuur (= zuur) S S 3 (zwaveligzuur) S S 4 (zwavelzuur) Metaaloxiden kunnen reageren met niet-metaaloxiden. Reactiepatroon metaaloxide + niet-metaaloxide zout a + 2 a 3 2. Zuren 2.1 Definitie Zuren zijn atoomverbindingen die een + -ion kunnen afsplitsen. Dit kan bijv. gebeuren bij het oplossen ervan in water en op die manier aanleiding geven tot een zure oplossing. Er zijn twee types van zuren. oofdstuk 4 Anorganische stofklassen 49

50 Binaire zuren Binaire zuren zijn moleculen waarin één of meer -atomen gebonden zijn aan een niet-metaalatoom. De atoombinding tussen beide is polair: het - atoom is partieel-positief geladen. Voorbeeld: l Ternaire zuren of oxozuren In ternaire zuren is het centrale atoom een niet-metaalatoom (, N, l, Br, I, S, P). Daaraan zijn één of meer -atomen gebonden. De karakteristieke -atomen (zuur!) zijn gebonden aan die -atomen. Voorbeelden N 3 2 S 4 3 P 4 N 2.2 Formules en nomenclatuur Binaire zuren De naam bestaat uit waterstof + "(Latijnse stam van de) naam van het niet-metaal" + "ide". Telvoorvoegsels zijn niet nodig: het aantal -atomen volgt uit het G van het niet-metaal. l -I waterstof+chlor+ide waterstofchloride Br -I waterstof+brom+ide waterstofbromide 2 S -II waterstof+sulf+ide waterstofsulfide Ternaire zuren of oxozuren De naam bestaat uit waterstof + "(Latijnse stam van de) naam van het niet-metaal" + "aat". Telvoorvoegsels zijn niet nodig: het aantal -atomen volgt uit het G van de zuurrest. N 3 waterstof+nitr+aat l 3 waterstof+chlor+aat Br 3 waterstof+brom+aat waterstofnitraat waterstofchloraat waterstofbromaat I 3 waterstof+jod+aat waterstofjodaat Vaak is er ook een ternair zuur met hetzelfde niet-metaal als centraal atoom, maar met een -atoom minder. In dat geval gebruikt men als achtervoegsel "iet": N 2 waterstof+nitr+iet waterstofnitriet l 2 waterstof+chlor+iet waterstofchloriet Met l (en/of Br en/of I) als centraal atoom bestaan er nog twee ternaire zuren. In dat geval wordt in de naam resp. "per" en "aat" (een -atoom meer dan bij waterstofchloraat) of "hypo" en "iet" (een -atoom minder dan bij waterstofchloriet) ingebouwd. l 4 waterstof+per+chlor+aat waterstofperchloraat I 4 waterstof+per+jod+aat waterstofperjodaat l waterstof+hypo+chlor+iet waterstofhypochloriet Br waterstof+hypo+brom+iet waterstofhypobromiet I waterstof+hypo+jod+iet waterstofhypojodiet S P 50 oofdstuk 4 Anorganische stofklassen

51 Formule (per = meer, beter / hypo = onder, minder) Voor ternaire zuren worden vaak triviale namen gebruikt. Systematische naam Triviale naam Eenwaardige zuren Zuurrest G zuurrest N 3 N waterstofnitraat salpeterzuur N 3 nitraation -I N 2 N waterstofnitriet salpeterigzuur N 2 nitrietion -I l 4, I 4 l waterstofperchloraat perchloorzuur waterstofperjodaat perjoodzuur l 4 perchloraation I 4 perjodaation -I l 3, Br 3, I 3 l waterstofchloraat chloorzuur waterstofbromaat broomzuur waterstofjodaat joodzuur l 3 chloraation Br 3 bromaation I 3 jodaation -I l 2 l waterstofchloriet chlorigzuur l 2 chlorietion -I l, Br, I l waterstofhypochloriet hypochlorigzuur waterstofhypobromiet hypobromigzuur waterstofhypojodiet hypojodigzuur l hypochlorietion Br hypobromietion I hypojodietion -I Tweewaardige zuren 2 3 waterstofcarbonaat koolzuur 3 2 carbonaation -II oofdstuk 4 Anorganische stofklassen 51

52 2 S 4 S waterstofsulfaat zwavelzuur S 4 2 sulfaation -II 2 S 3 S waterstofsulfiet zwaveligzuur S 3 2 sulfietion -II Driewaardig zuur 3 P 4 P waterstoffosfaat fosforzuur P 4 3 fosfaation -III 2.3 Eigenschappen Binaire zuren zijn bij gewone omstandigheden gasvormig (l, 2 S). et zijn relatief kleine, eenvoudige moleculen: de londonkrachten zijn vrij zwak. et zijn ook wel dipoolmoleculen, maar de dipooldipoolkrachten blijken niet sterk genoeg. Ze zijn gasvormig. Ternaire zuren zijn bij gewone omstandigheden vloeibaar, sommige zelfs vast. Deze moleculen zijn heel wat groter, waardoor de londonkrachten groter zijn. ok hier spelen dipool-dipoolkrachten een belangrijke rol. et zijn echter voor de waterstofbruggen die ervoor zorgen dat deze zuren vloeibaar of zelfs vast zijn bij gewone omstandigheden. Ze zijn goed oplosbaar in water. Bij het oplossen wordt een + -ion afgesplitst: N N 3 Bij sommige zuren splitst zo goed als elke molecule een + -ion af: sterke zuren. Bij andere zijn er slechts enkele moleculen die dit doen: zwakke zuren. Meerwaardige zuren kunnen meer dan één + -ion afsplitsen. Dit gebeurt in stappen: 3 P P 4 2 P 4 : diwaterstoffosfaation P 4 + P4 2 P 4 : waterstoffosfaation P 4 + P4 P 4 3 : fosfaation 52 oofdstuk 4 Anorganische stofklassen

53 3 Basen 3.1 Definitie Basen zijn verbindingen die een -ion kunnen afsplitsen (Arrhenius) of een + -ion kunnen opnemen (Brønsted). Dit kan bijv. gebeuren bij het oplossen ervan in water en op die manier aanleiding geven tot een basische oplossing. Er zijn twee types van basen. ydroxidebasen ydroxidebasen zijn ionverbindingen die ontstaan bij de reacties tussen metaaloxiden en water: M() n. Bij oplossen ervan in water komen er - ionen vrij (dissociatie van de base). Na Na + + K K + + a() 2 a Ba() 2 Ba Bij deze basen is de dissociatie zo goed als volledig: we noemen het sterke basen. Stikstofbasen Stikstofbasen zijn atoomverbindingen die minstens één N-atoom bevatten. et eenvoudigste voorbeeld is ammoniak N 3. ok alle aminen zijn stikstofbasen. In water kunnen ze een + -ion opnemen (Brønsted): N N N N Formules en nomenclatuur De naam van metaalhydroxiden bestaat uit: naam van het metaal + hydroxide Na natriumhydroxide a() 2 calciumhydroxide Indien het metaalion meerdere ladingen kan hebben, bestaan er meerdere hydroxiden. In de naam ervan moet op een of andere manier duidelijk gemaakt worden over welk het gaat. Dit kan op twee manieren: Fe() 2 ijzerdihydroxide ijzer(ii)hydroxide 3 Geef formule en naam (of namen) van het hydroxide van volgende metalen: Ba K u(+ii) Zn Al oofdstuk 4 Anorganische stofklassen 53

54 3.3 Eigenschappen ydroxiden zijn ionverbindingen. Door de sterke aantrekkingskrachten tussen de ionen zijn het alle vaste stoffen bij gewone omstandigheden (hoog smeltpunt en kookpunt). De hydroxiden van de alkalimetalen zijn zeer goed oplosbaar in water: Na, K. ydroxiden van de aardalkalimetalen zijn minder goed oplosbaar: a() 2, Ba() 2. Alle andere hydroxiden zijn zeer weinig oplosbaar in water. Bij oplossen in water zullen hydroxiden dissociëren: Na Na + + a() 2 a Zouten 4.1 Definitie #5 In een bekertje gieten we 10 ml l-oplossing. We voegen enkele druppels broomthymolblauw toe. We vullen een buret met Na-oplossing, waaraan we eveneens enkele druppels broomthymolblauw toegevoegd hebben. We laten de Na-oplossing bij de l-oplossing druppelen tot de indicator een groene kleur heeft. De ontstane oplossing is noch zuur noch basisch, maar neutraal. Men zegt dat de base het zuur neutraliseert. Men kan met evenveel reden zeggen dat het zuur de base neutraliseert. Tijdens deze neutralisatie ontstaan een zout en water. Reactiepatroon hydroxide + zuur zout + water Na + l Nal + 2 Zouten zijn ionverbindingen. Bij oplossen in water komen de ionen vrij (dissociatie van het zout). et positieve ion is een metaalion of een ammoniumion (N 4 + ). et negatieve ion noemen we de zuurrest Z. 4.2 Formules en nomenclatuur Algemeen kunnen we de formule van een zout als volgt voorstellen: M m Z n M is een metaalion, maar kan hier ook een ammoniumion voorstellen: N 4 +. Willen we de formule van een zout correct schrijven, dan moeten we ervoor zorgen dat de som van de positieve ladingen (of G) gelijk is aan de som van de negatieve ladingen (of G). Zo is de correcte formule van aluminiumsulfaat Al 3+ 2(S 4 2- )3 Indien het metaalion slechts één lading kan hebben, dan is het gebruik van de telvoorvoegsels in de naam niet nodig. De naam van het zout bestaat dan uit: naam van het metaal + naam van de zuurrest. Nal natriumchloride Al 2 (S 4 ) 3 aluminiumsulfaat Indien het positieve ion een ammoniumion is, gelden dezelfde regels. (N 4 ) 3 P 4 ammoniumfosfaat 54 oofdstuk 4 Anorganische stofklassen

55 Indien van het metaal meerdere ionen bestaan, dan moet de lading van het metaalion in de naam aangeduid worden. Dit kan op twee manieren: 1. telvoorvoegsel + metaal + telvoorvoegsel + zuurrest 2. metaal + (G van het metaal) + zuurrest Afb. 3 Soda Fe(N 3 ) 2 ijzerdinitraat ijzer(ii)nitraat Fe(N 3 ) 3 ijzertrinitraat ijzer(iii)nitraat u 2 S 4 dikopersulfaat us 4 kopersulfaat koper(i)sulfaat koper(ii)sulfaat Bij meerwaardige zuren kunnen één of meer -atomen vervangen zijn door een metaal. Indien niet alle -atomen vervangen zijn door een metaal, spreken we van zure zouten. 3 P 4 waterstoffosfaat fosforzuur Na 2 P 4 Na 2 P 4 Na 3 P 4 natriumdiwaterstoffosfaat natriumwaterstoffosfaat natriumfosfaat Bij dubbelzouten zijn er meerdere positieve ionen of meerdere zuurresten in het zout aanwezig. Mohr s zout is daarvan een typisch voorbeeld: (N 4 + )2 Fe 2+ (S 4 2 )2. ok aluin is een dubbelzout: K + Al 3+ (S 4 2 ) et is bovendien een hydraat. In een hydraat zijn een aantal watermoleculen opgenomen in het kristalrooster en daardoor tamelijk sterk gebonden. ok soda is een hydraat: Na Let op: de naam soda komt ook voor in de namen van enkele andere verbindingen: Na bijtende soda Na 3 natriumwaterstofcarbonaat natriumbicarbonaat baksoda 4 Geef formule en naam (of namen) van de zouten bestaande uit volgende ionen (de ladingen van de ionen zijn niet gegeven, maar af te leiden uit de tabellen): Na N 3 K S 4 Ba P 4 u(+ii) Br u(+i) S 3 Zn l 3 Fe(+II) N 2 Al 3 Na P 4 a 3 Fe(+III) 2 P 4 oofdstuk 4 Anorganische stofklassen 55

56 5 Schrijf de reactievergelijking voor volgende reacties: a() 2 + l K + 2 S 4 Ba() 2 + N 3 Al() 3 + Br Fe() P Eigenschappen Zouten zijn ionverbindingen. et zijn dus vaste stoffen bij gewone omstandigheden. Door de sterke ionbinding tussen de ionen hebben ze een hoog smeltpunt en een nog hoger kookpunt. In waterig midden worden de aantrekkingskrachten tussen de ionen ongeveer 80 keer kleiner. Bij heel wat zouten volstaat dit om het ionrooster volledig te laten afbrokkelen: die zouten lossen op en zullen daarbij dissociëren: Al(N 3 ) 3 Al N 3 6 Schrijf de dissociatievergelijkingen van de zouten uit oefening 4. 5 Reacties tussen metalen en zuren #6 We gieten wat waterstofchloride-oplossing op zinkkorrels. We houden de opening van de reageerbuis bij een bunsenvlam. Zink (metaal) reageert met waterstofchloride (zuur). Daarbij ontstaat diwaterstof (knalgasproef). Tegelijk wordt de zink omgezet in zinkchloride (dat oplost). Zn(v) + 2 l(aq) Znl 2 (aq) + 2 (g) Veel metalen reageren op dezelfde manier met zuren. We noemen dit onedele metalen. Sommige metalen (u bijv.) reageren enkel met oxiderende zuren, maar die reacties gebeuren niet volgens dit reactiepatroon. De edele metalen (Au bijv.) reageren niet. Reactiepatroon (onedel) metaal + zuur zout + waterstofgas 7 Schrijf de reactievergelijkingen voor de reacties tussen volgende (onedele) metalen en volgende zuren. Geef ook de correcte naam (namen) van de gevormde zouten. magnesium + salpeterzuur aluminium + zwavelzuur zink + chloorzuur ijzer(+ii) + waterstofchloride 56 oofdstuk 4 Anorganische stofklassen

57 6 Reacties tussen metalen en niet-metalen #7 In een reageerbuis met wat vloeibare dibroom laten we een bolletje aluminiumfolie vallen. Na een tijdje start een felle reactie, waarbij de aluminiumfolie zelfs smelt. In het koudere gedeelte van de reageerbuis ontstaat er aluminiumbromide. 2 Al(v) + 3 Br 2 (vl) 2 AlBr 3 (v) #8 In een kwartsbuis smelten we een klein stukje natriummetaal. Dan leiden we er dichloor over. Er heeft een felle reactie plaats waarbij natriumchloride gevormd wordt. 2 Na(vl) + l 2 (g) 2 Nal(v) We kunnen dit samenvatten in volgend Reactiepatroon metaal + niet-metaal zout 8 Schrijf de reactievergelijkingen voor de volgende reacties tussen metalen en niet-metalen. Geef ook de naam (namen) van de gevormde zouten. ijzer(+ii) + octazwavel calcium + dijood ijzer(+iii) + dichloor 7 Reacties tussen metalen en water #9 We laten voorzichtig een klein stukje natriummetaal in een schaal met water, waaraan enkele druppels fenolftaleïne werden toegevoegd, vallen. #10 We laten ook een klein stukje kaliummetaal in een schaal met water, waaraan enkele druppels fenolftaleïne werden toegevoegd, vallen. In beide gevallen reageert het (alkalimetaal) zeer fel met water. Volgende reacties hebben plaats: 2 Na(v) (vl) 2 Na(aq) + 2 (g) 2 K(v) (vl) 2 K(aq) + 2 (g) Reactiepatroon alkalimetaal/aardalkalimetaal + water hydroxide + waterstofgas Andere (onedele) metalen reageren ook met water. Die reacties verlopen echter traag en volgens een heel ander reactiepatroon. oofdstuk 4 Anorganische stofklassen 57

58 9 Schrijf de reactievergelijkingen voor de reacties tussen volgende metalen en water. Geef ook de naam (namen) van de gevormde hydroxiden. magnesium + water rubidium + water calcium + water 8 Enkele toepassingen alciumoxide of ongebluste kalk wordt vaak gebruikt als droogmiddel. et vertoont n.l. een grote affiniteit voor water: a + 2 a() 2 Bij deze reactie ontstaat calciumhydroxide of gebluste kalk. a is basevormend. m die reden wordt het gebruikt in de waterzuivering: het vermindert de zuurheid van het afvalwater. Bovendien reageert het met de aanwezige fosfaten, die daarbij neerslaan en uit het afvalwater verdwijnen. Met een verzadigde oplossing van calciumhydroxide (kalkwater) kunnen we koolstofdioxide aantonen. Afb. 4 Bakpoeder #11 We leiden koolstofdioxidegas door een reageerbuis met kalkwater. et kalkwater wordt wit-troebel. Natriumwaterstofcarbonaat Na 3 wordt, gemengd met citroenzuur of wijnsteenzuur (beide zijn vaste stoffen), bakpoeder genoemd. Er ontstaat koolstofdioxidegas bij contact met water: Na (zuur) Na (g) + 2 et gevormde koolstofdioxidegas doet het gebak rijzen. Bloem waaraan bakpoeder is toegevoegd noemt men zelfrijzende bloem of bakmeel. Natriumcarbonaat Na 2 3 wordt ook soda genoemd. et wordt in het huishouden gebruikt als reinigings- en ontvettingsmiddel. ok in wasmiddelen is het aanwezig. De grootste verbruiker is de glasindustrie: het wordt toegevoegd om het smeltpunt van glas te verlagen. Afb. 6 Zelfrijzende bloem Bijtende soda is een andere naam voor natriumhydroxide Na. ntstopper bevat bijtende soda en is daarom een gevaarlijk goedje dat met de nodige omzichtigheid moet behandeld worden. Na is namelijk zeer corrosief en tast huid en ogen aan. Bleekwater (Javel of Eau de Javel, genoemd naar de naam van het Franse dorpje waar het voor het eerst geproduceerd werd) is een oplossing van natriumhypochloriet Nal in water. Javel wordt in het huishouden vooral gebruikt omwille van de sterk desinfecterende eigenschappen. De oplossing heeft blekende eigenschappen: kleurstoffen worden geoxideerd, waardoor de kleur verdwijnt. Afb. 5 ntstopper Afb. 7 Bleekwater 58 oofdstuk 4 Anorganische stofklassen

59 Zuurstofwater is dan weer de populaire naam van een heel ander product: het is een oplossing van waterstofperoxide 2 2 in water. In 2 2 heeft de zuurstof een uitzonderlijk oxidatiegetal: I. Daardoor is de stof oxiderend. et wordt daarom als ontsmettingsmiddel gebruikt (3%-oplossing). Zuurstofwater heeft ook blekende eigenschappen (bleken van haar). plossingen met een concentratie groter dan 30% zijn explosief. Afb. 8 Zuurstofwater oofdstuk 4 Anorganische stofklassen 59

60 60 oofdstuk 4 Anorganische stofklassen

61 5 rganische stofklassen rganische stoffen bestaan uit moleculen die opgebouwd zijn uit één of meer koolstofatomen die onderling en/of aan andere atomen gebonden zijn door middel van atoombindingen. Een zeer belangrijke groep organische stoffen, zeker voor wat betreft de nomenclatuur in de organische chemie, zijn de alkanen. 1 Alkanen 1.1 Definitie en formules Alkanen zijn de meest eenvoudige organische stoffen. et zijn verzadigde koolwaterstoffen: omdat er alleen enkelvoudige atoombindingen in de Verzadigd molecule voorkomen. Koolwaterstof omdat de molecule alleen - en -atomen bevat. De eenvoudigste molecule is de methaanmolecule 4. In deze molecule zijn er aan het -atoom vier -atomen gebonden door middel van een enkelvoudige atoombinding. Alle atomen van de molecule hebben daardoor een stabiele edelgasconfiguratie. Deze molecule heeft een tetraëdrische structuur: de vier -atomen bevinden zich op de toppen van een regelmatige vierhoek (tetraëder) waarvan het -atoom het middelpunt vormt. De hoeken tussen de bindingen zijn alle even groot: methaan 4 Alkanen kunnen ook twee of meer -atomen bevatten: ethaan propaan Merk op dat er in deze homologe reeks van de alkanen telkens één - atoom en twee -atomen, een 2 -groep dus, bijgevoegd worden: = = = = Alkanen hebben als algemene formule n 2n+2. oofdstuk 5 rganische stofklassen 61

62 62 oofdstuk 5 rganische stofklassen De eerste vier alkanen hebben hun ingeburgerde naam behouden: methaan, ethaan, propaan, butaan. Vanaf 5 12 wordt de benaming gevormd door de Griekse telwoorden, die het aantal -atomen aangeven, en de uitgang aan. Naam Brutoformule Verkorte structuurformule Structuurformule Zaagtandformule methaan 4 4 ethaan propaan n-butaan n-pentaan ( 2 ) 3 3 n-hexaan ( 2 ) 4 3 n-heptaan ( 2 ) 5 3 n-octaan ( 2 ) 6 3

63 n-nonaan ( 2 ) 7 3 n-decaan ( 2 ) 8 3 De meest gebruikte voorstelling van organische moleculen is de zaagtandformule. Bij deze voorstelling worden de -atomen niet geschreven. Zelfs de -atomen worden weggelaten, zodat enkel de bindingen overblijven. Let op: de zaagtandformule geeft niet noodzakelijk de correcte ruimtelijke geometrie van de molecule weer! 1.2 Isomerie De formule van butaan is Maar met 4 -atomen en 10 -atomen kunnen we twee verschillende structuren, beide stabiel, opbouwen n-butaan Afb. 1 Zaagtandformule methylpropaan (isobutaan) In de eerste molecule is de koolstofketen niet vertakt: we noemen het normaal-butaan of n-butaan. In de tweede molecule telt de langste koolstofketen slechts drie -atomen en is het vierde -atoom gebonden aan het middelste: we noemen dit methylpropaan of isobutaan. Beide alkanen zijn isomeren: ze hebben dezelfde brutoformule 4 10 maar een verschillende structuur en dus verschillende fysische en chemische eigenschappen. In bovenstaand voorbeeld verschilt enkel de vorm van de koolstofketen. We spreken dan van ketenisomeren. In de organische chemie zegt een molecuulformule (brutoformule) dus meestal niet genoeg. We moeten in de meeste gevallen de structuur van de molecule op een of andere manier weergeven. oofdstuk 5 rganische stofklassen 63

64 Er zijn drie isomeren met als brutoformule 5 12 : n-pentaan isopentaan of 2-methylbutaan neopentaan of 2,2- dimethylpropaan Isomeren zijn moleculen met dezelfde brutoformule, maar met een verschillende structuur. Ketenisomeren zijn isomeren waarbij enkel de vorm van de keten verschilt. et aantal isomeren stijgt met het toenemend aantal -atomen in de moleculen. Van bestaan 76 isomeren, van niet minder dan Nomenclatuur van de vertakte alkanen Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen. Dit is de hoofdketen. Indien er meerdere mogelijkheden zijn, kies dan voor de hoofdketen met de meeste vertakkingen. Voeg bij de gepaste stamnaam de uitgang - aan. Deze naam komt achteraan. In volgende structuur komen in het totaal 10 -atomen en 22 -atomen voor ( ): We vinden hierin zomaar eventjes zes (langste) niet-vertakte koolstofketens: Afb. 2 Stamnamen De laatste twee komen niet in aanmerking, want zij hebben maar twee vertakkingen, terwijl de eerste vier er drie hebben. Vermits dus de langste niet-vertakte keten zes -atomen bevat wordt de stamnaam hexaan. Merk terloops op dat de eerste vier formules eigenlijk volkomen identiek zijn. 64 oofdstuk 5 rganische stofklassen

65 Nummer de hoofdketen zodanig dat de vertakkingen gebeuren op de - atomen met de kleinste nummers. De nummering kan op twee manieren gebeuren: In dit geval zijn er vertakkingen op de atomen met nummers 2, 4 en 5 (maakt samen 11). In dit geval zijn er vertakkingen op de atomen met nummers 2, 3 en 5 (maakt samen 10). We kiezen dus voor deze nummering. Noem de zijketens (groepen) die op de hoofdketen staan voor de stamnaam in alfabetische volgorde, eventueel voorafgegaan door een voorvoegsel (niet bepalend voor de alfabetische volgorde!) dat het aantal groepen weergeeft, eventueel voorafgegaan door een plaatscijfer. De zijketens krijgen een naam die afhangt van het aantal -atomen dat erin voorkomt. Deze naam krijgen we als we de uitgang -aan van het alkaan vervangen door de uitgang -yl. methaan 4 3 methyl ethaan ethyl propaan propyl De naam van bovenstaand vertakte alkaan wordt dus: methyl- ethyl methyl- 3-ethyl-2,5-dimethylhexaan (want ethyl- wordt voor methyl- gerangschikt) Alkylradicalen of -groepen zijn ( n 2n+1 )-groepen die afgeleid zijn van alkanen waaruit één -atoom is onttrokken. Plaatsisomeren zijn isomeren waarvan de plaats van een groep of radicaal verschilt. 1 Met 6 14 als brutoformule kunnen 5 isomeren geschreven worden. Doe dat en tracht ze ook een naam te geven. De wereldenergievoorziening steunt in hoge mate op de verbranding van aardolieproducten en aardgas, die voornamelijk uit alkanen bestaan. Deze grondstoffen vormen daarenboven de basis van de hele petrochemie, waaruit producten ontstaan die uit de moderne samenleving niet meer weg te denken zijn. oofdstuk 5 rganische stofklassen 65

66 Methaan is het hoofdbestanddeel van aardgas. Methaan wordt vaak via tankschepen aangevoerd. In streken waar geen aardgasleiding ligt, wordt vaak propaan als brandstof gebruikt. Butaan wordt in stalen flessen verkocht: kookvuren, campinggas. L.P.G. (Liquid Petroleum Gas) is een gasmengsel dat in de raffinaderij uit aardolie gewonnen wordt. et bestaat uit alkanen met drie en/of vier - atomen en wordt aangewend als motorbrandstof. Benzine bevat zowat driehonderd verschillende verbindingen, meestal alkanen ( 7-8 ). Kerosine, gasolie, stookolie (brandstof voor diesel- of reactiemotoren): bevaten hoofdzakelijk alkanen ( ). White spirit is een mengsel van verzadigde koolwaterstoffen met 7 tot 12 koolstofatomen. et wordt gebruikt als verdunmiddel en oplosmiddel voor verf, vernis, en voor het uitspoelen van kwasten. Paraffine is een vast mengsel van alkanen met 18 tot 32 koolstofatomen. et wordt gebruikt voor de productie van kaarsen, het waxen van ski s en het maken van coupes bij microscopische preparaten. 2 Alkenen 2.1 Definitie en formules Alkenen zijn onverzadigde koolwaterstoffen: nverzadigd Koolwaterstof omdat er dubbele atoombindingen in de molecule voorkomen. omdat de molecule alleen koolstof- en waterstofatomen bevat. Afb. 3 liepijpleiding in Alaska Afb. 4 Aardgastanker Methania Afb. 5 - Benzine De eenvoudigste molecule is de etheenmolecule 2 4 : De twee -atomen zijn aan elkaar gebonden met een dubbele atoombinding. Aan elk -atoom zijn er nog twee -atomen gebonden. Deze molecule heeft een vlakke trigonale structuur: de omringende atomen (1 en 2 ) bevinden zich op de toppen van een gelijkzijdige driehoek, waarvan het -atoom het middelpunt vormt. De hoeken tussen de bindingen zijn alle even groot: etheen 2 4 ok in langere ketens kan een dubbele binding voorkomen. 66 oofdstuk 5 rganische stofklassen

67 propeen but-1-een but-2-een Een alkaan heeft als brutoformule n 2n+2. Indien in de keten tussen twee -atomen een dubbele binding aanwezig is, dan heeft dit tot gevolg dat aan beide -atomen één -atoom minder gebonden is. De algemene formule van alkenen is dus n 2n. 2.2 Nomenclatuur van de alkenen We illustreren de nomenclatuurregels aan de hand van volgende voorbeeldmolecule: In deze structuur komen in het totaal 6 -atomen en 12 -atomen voor ( 6 12 ). Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen met de dubbele binding. Voeg bij de corresponderende stamnaam (aantal -atomen) de uitgang een. Deze naam komt achteraan. penteen Nummer deze langste keten zodanig dat de -atomen waartussen de dubbele binding staat de kleinst mogelijke nummers krijgen. Plaats het kleinste van die nummers na de stamnaam en voor de uitgang pent-1-een 1 oofdstuk 5 rganische stofklassen 67

68 Duid de zijketens op de gewone manier aan (alfabetisch - plaatscijfer - aantal - naam) methyl- 3-methylpent-1-een 2 Geef volgende alkenen een naam. Ethyleen (etheen) Etheen is een belangrijke grondstof. De chemische eigenschappen worden bepaald door de aanwezigheid van de dubbele binding. Daardoor kan etheen twee soorten chemische reacties ondergaan die bij ethaan bijvoorbeeld niet mogelijk zijn: additiereacties en polymerisatiereacties. et is de grondstof voor de productie van polyethyleen: LDPE = lagedichtheidpolyetheen (huishoudfolie, flessen) DPE = hogedichtheidpolyetheen (flessen, buizen) 3 Alkynen 3.1 Definitie en formules ok alkynen zijn onverzadigde koolwaterstoffen: nverzadigd Koolwaterstof omdat er drievoudige atoombindingen in de molecule voorkomen. omdat de molecule alleen koolstof- en waterstofatomen bevat. Afb. 6 Vuilniszakken (LDPE) Afb. 7 Flessen (LDPE) De eenvoudigste molecule is de ethynmolecule 2 2. De twee -atomen zijn aan elkaar gebonden met een drievoudige atoombinding. Aan elk -atoom is er nog één -atoom gebonden. Deze molecule heeft een lineaire structuur: alle atomen (2 en 2 ) liggen op een rechte. De hoeken tussen de bindingen zijn dus Afb. 8 Buizen (DPE) ethyn 2 2 ok in langere ketens kan een drievoudige binding voorkomen. 68 oofdstuk 5 rganische stofklassen

69 3 4 3 propyn but-1-yn 3 3 but-2-yn Een alkaan heeft als brutoformule n 2n+2. Indien in de keten tussen twee -atomen een drievoudige binding aanwezig is, dan heeft dit tot gevolg dat aan beide -atomen twee -atomen minder gebonden zijn. De algemene formule van alkynen is dus n 2n Nomenclatuur van de alkynen We illustreren de nomenclatuurregels aan de hand van volgende voorbeeldmolecule: In deze structuur komen in het totaal 7 -atomen en 12 -atomen voor ( 7 12 ). Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen met de drievoudige binding. Voeg bij de corresponderende stamnaam (aantal koolstofatomen) de uitgang -yn. hexyn Nummer deze langste keten zodanig dat de koolstofatomen waartussen de drievoudige binding staat de kleinst mogelijke nummers krijgen. Plaats het kleinste van die nummers na de stamnaam en voor de uitgang hex-2-yn oofdstuk 5 rganische stofklassen 69

70 Duid de zijketens op de gewone manier aan (alfabetisch - plaatscijfer - aantal - naam) methyl 5-methylhex-2-yn 3 Geef de namen van volgende alkynen. Acetyleen (ethyn) Ethyn (ook acetyleen genoemd) wordt gebruikt bij het autogeenlassen en in snijbranders. ierbij wordt ethyn verbrand: (g) (g) 4 2 (g) (g) De exotherme reactie kan de temperatuur doen oplopen tot yclische koolwaterstoffen ok gesloten koolstofketens of ringstructuren zijn mogelijk. Zowel bij de alkanen (cycloalkanen) als bij de alkenen (cycloalkenen). ycloalkynen zijn, omwille van de lineaire omringing bij de drievoudige binding, enkel mogelijk met een groot aantal koolstofatomen en daardoor zeer zeldzaam. cyclohexaan cyclohexeen Afb. 9 - Autogeenlassen ok hier kunnen er zijketens aanwezig zijn: 3 1,3-dimethylcyclohexaan 3 70 oofdstuk 5 rganische stofklassen

71 3 2,4-dimethylcyclohexeen 3 Afb. 10 Analyse van benzeen Afb. 11 Massaspectrum van benzeen Afb. 12 August Kekulé 5 Benzeen Een bijzondere koolwaterstofmolecule is benzeen. En dit om verschillende redenen. De structuur van benzeen was lange tijd ongekend. Uit analyse is gebleken dat benzeen enkel de elementen koolstof en waterstof bevat en wel in volgende verhouding: 92,3 massa-% en 7,7 massa-%. Uit deze gegevens volgt dat in een benzeenmolecule evenveel - als -atomen voorkomen. Mogelijke formules zijn dus:, 2 2, 3 3, 4 4, De bepaling van de molecuulmassa van benzeen leverde 78,0 u als resultaat (zie massaspectrogram). Dit wil zeggen dat de formule 6 6 is. iermee weten we dus nog niets over de structuur van benzeen, want met de formule 6 6 corresponderen enorm veel structuurmogelijkheden. et was Kekulé die voor het eerst een aanvaardbare structuur voorstelde: een zesring van koolstofatomen met afwisselend enkele en dubbele bindingen, met aan elk koolstofatoom één waterstofatoom gebonden. Deze structuur heeft echter eigenschappen die niet helemaal overeenstemmen met de eigenschappen van benzeen. De voorgestelde structuur bevat drie dubbele bindingen. Dit zou voor gevolg hebben dat additiereacties (zie later) mogelijk zijn. Nochtans is dit bij benzeen slechts in zeer geringe mate het geval, terwijl dat voor cyclohexeen wel zo is. nderzoek van de benzeenring heeft uitgewezen dat het gaat om een volkomen regelmatige zeshoek: de afstand tussen alle naburige koolstofatomen is identiek. Dit stemt eigenlijk niet overeen met de voorgestelde structuur, want de afstand tussen dubbelgebonden koolstofatomen (134 pm) is kleiner dan de afstand tussen enkelvoudiggebonden koolstofatomen (154 pm). Als we hiermee rekening houden komen we tot een onregelmatige zeshoek, zoals uit de (sterk overdreven) figuur blijkt. Meestal wordt voor benzeen een van volgende voorstellingen gebruikt: of Benzeen is een zeer gevaarlijk product: het is zeer brandbaar en uitermate giftig (kankerverwekkend). Vandaar dat het met de nodige omzichtigheid moet behandeld worden en dat er bij industriële toepassingen zeer strenge veiligheidsmaatregelen genomen worden. oofdstuk 5 rganische stofklassen 71

72 rganische moleculen die één of meer benzeenringen bevatten worden gerangschikt bij de aromaten. 3 methylbenzeen tolueen Br broombenzeen l 1,3-dichloorbenzeen l naftaleen Koolwaterstoffen bevatten enkele koolstof- en waterstofatomen. Van zodra er ook andere atomen (heteroatomen) of atoomgroepen in of op de koolstofketen aanwezig zijn, krijgen deze moleculen nieuwe extra chemische eigenschappen. et atoom of de atomengroep wordt de karakteristieke of functionele groep genoemd. 6 alogeenalkanen alogeenalkanen zijn alkanen waarin minstens één waterstofatoom vervangen is door een halogeenatoom (F, l, Br, I). X (F,l,Br,I) R X Nomenclatuur Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen waarop zoveel mogelijk halogeenatomen gebonden zijn. Dit is de hoofdketen. De naam van het alkaan met evenveel koolstofatomen wordt de basisnaam. Plaats de naam (namen) van de zijketen(s) in alfabetische volgorde voor de basisnaam. Geef eventueel het aantal (di-, tri-, tetra-, ) en de plaats(en) aan. Voer de ketennummering zodanig in dat het (de) plaatscijfer(s) zo klein mogelijk is (zijn). Plaats de naam (namen) van het (de) aanwezige halogeenatoom(atomen), eveneens in alfabetische volgorde, helemaal vooraan. Geef ook hier eventueel het aantal en de plaats(en) aan. 72 oofdstuk 5 rganische stofklassen

73 Voorbeeld Bijzondere gevallen Formule Namen Bijzonderheden l 3 trichloormethaan chloroform l 4 tetrachloormethaan koolstoftetrachloride tetra l 2 F 2 lf 3 lf 2 2 l 3 F 2 dichloordifenyltrichloorethaan DDT dichloordifluormethaan freon 12 / R12 chloortrifluormethaan freon 13 / R13 chloordifluormethaan freon 22 / R22 1,2,2-trichloor-1,1- difluorethaan freon 122 hloroform (trichloormethaan) Tetra (Tetrachloormethaan) Vroeger gebruikt als insecticide, nu volledig verboden. Deze stoffen werden vroeger gebruikt als drijfgas voor spuitbussen en in koelinstallaties. et zijn onbrandbare, reukloze, niet-toxische stoffen. Sinds 1974 hebben talrijke onderzoeken uitgewezen dat deze stoffen de ozonlaag, die ons beschermt tegen uvstraling, aantast. Als drijfgas worden ze vervangen door butaan en lachgas (N 2 ). Vele vloeibare halogeenalkanen zijn industriële oplosmiddelen. Ze hebben het voordeel onontvlambaar te zijn. De brandbaarheid neemt af met toenemend aantal halogeenatomen. hloroform wordt o.a. gebruikt bij het extraheren van antibiotica, hormonen en etherische oliën. In droogkuisinstallaties voor textiel en kledingstukken werd vroeger vaak tetra gebruikt. Tegenwoordig echter gebruikt men meestal 1,1,2-trichlooretheen. alogeenalkanen, vooral de dampen, zijn echter zeer giftig. oofdstuk 5 rganische stofklassen 73

74 4 Geef de juiste naam van volgende halogeenderivaten. a b c d F Br Br l e f g h Br l Br l F F l i j k l 3 l Br Br l Br l 3 l l l F F 7 Alcoholen Alcoholen of alkanolen zijn alkanen waarin één of meer waterstofatomen vervangen zijn door één of meer -groepen. R Nomenclatuur Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen waarop zoveel mogelijk groepen gebonden zijn. Dit is de hoofdketen. De naam van het alkaan met evenveel koolstofatomen wordt de basisnaam. Gebruik het achtervoegsel ol om aan te duiden dat een waterstofatoom vervangen is door een -groep. Zijn er meerdere waterstofatomen vervangen door een -groep, dan wordt het aantal opgegeven door voor het achtervoegsel een telwoord te plaatsen: diol, triol, Indien nodig worden de plaatsen van de alcoholfuncties opgegeven met cijfers. De nummering wordt zodanig gekozen dat de alcoholfunctie(s) het kleinste nummer krijgen. De plaatscijfers worden vlak voor het achtervoegsel ol geplaatst. Eventuele zijketens en andere functies worden op de gewone manier vooraan geplaatst. Voorbeelden methanol methylalcohol ethanol ethylalcohol propaan-1-ol n-propanol n-propylalcohol 74 oofdstuk 5 rganische stofklassen

75 propaan-2-ol isopropanol isopropylalcohol butaan-1-ol n-butanol n-butylalcohol butaan-2-ol sec-butanol sec-butylalcohol 2-methylpropaan-2-ol tert-butanol tert-butylalcohol 2-methylpropaan-1-ol isobutanol isobutylalcohol l 3-chloor-4-methylpentaan-2,3-diol Afb. 13 Fonduestel met methanolbrander 2 2 ethaan-1,2-diol glycol 2 2 propaan-1,2,3-triol glycerol glycerine Afb. 14 Ethanol als brandstof Afb. 15 Alfred Nobel Methylalcohol (methanol) Ethylalcohol (ethanol) Glycol (ethaan-1,2-diol) Glycerol (propaan-1,2,3-triol) Alcoholen zijn belangrijke grondstoffen. Door oxidatie ervan kunnen aldehyden, ketonen en carbonzuren gemaakt worden. ok halogeenalkanen, ethers, alkenen en esters kunnen uit alcoholen gesynthetiseerd worden. Methanol wordt gebruikt als brandstof in fonduestellen en kampeerfornuisjes: brandalcohol. et is echter zeer giftig! Methanol kan omgezet worden in methanal (formaldehyd), een van de grondstoffen voor de productie van bakeliet (fenolformaldehydhars), een kunststof die veel gebruikt wordt in elektrische schakelaars en toestellen. Ethanol wordt veel verbruikt in allerlei alcoholische dranken. Soms gebruikt men het ook als brandalcohol of zelfs als brandstof voor voertuigen (Mexico, Brazilië). Glycerol wordt dan weer veel gebruikt als antivriesmiddel (net als glycol trouwens), in geneesmiddelen, snoepgoed, tandpasta, carbonpapier en als grondstof voor de productie van dynamiet (nitroglycerol geabsorbeerd op kiezelgoer, voor het eerst gemaakt door Nobel) en van sommige vezels (polyester). oofdstuk 5 rganische stofklassen 75

76 5 Geef de juiste naam van volgende alcoholen. a b c d l l e f ( 3 ) Primair secundair tertiair alcohol Als aan het koolstofatoom waarop de -groep staat geen enkel of één koolstofatoom gebonden is spreekt men van een primair alcohol. Als aan het koolstofatoom waarop de -groep staat twee koolstofatomen gebonden zijn spreekt men van een secundair alcohol. Als aan het koolstofatoom waarop de -groep staat drie koolstofatomen gebonden zijn spreekt men van een tertiair alcohol. Primaire alcoholen Secundaire alcoholen Tertiaire alcoholen Eenwaardige en meerwaardige alcoholen Eenwaardige alcoholen bevatten slechts één -groep. Meerwaardige alcoholen bevatten twee of meer -groepen. Eenwaardige alcoholen Meerwaardige alcoholen l 76 oofdstuk 5 rganische stofklassen

77 8 Ethers Ethers zijn verbindingen waarin aan een -atoom twee koolstofketens gebonden zijn: R R. Die koolstofketens kunnen identiek of verschillend zijn. R R' Nomenclatuur Beschouw de langste van beide koolstofketens als hoofdketen. De naam van het alkaan met evenveel koolstofatomen wordt de basisnaam. Plaats voor de basisnaam de stamnaam van de andere koolstofketen, gevolgd door het achtervoegsel oxy. Vaak wordt de naam gebruikt die je verkrijgt door beide alkylgroepen aan weerszijde van het -atoom (in alfabetische volgorde) te noemen, gevolgd door ether. Voorbeelden methoxymethaan dimethylether methoxyethaan ethylmethylether ethoxyethaan diethylether ethoxypropaan ethylpropylether Als beide alkylgroepen identiek zijn spreekt men van symmetrische ethers. In het andere geval spreekt men van asymmetrische ethers. 6 Geef de juiste naam van volgende ethers. Ether (ethoxyethaan, diethylether) Ethers (vooral diethylether) worden vooral gebruikt als oplos- en extractiemiddel. Soms wordt diethylether ten onrechte als ontsmettingsmiddel gebruikt, want het product heeft helemaal geen kiemdodende eigenschappen. Vroeger werd diethylether ook als narcosemiddel gebruikt. et is echter zeer brandbaar, in sommige omstandigheden zelfs explosief. oofdstuk 5 rganische stofklassen 77

78 9 Aldehyden en ketonen Aldehyden en ketonen worden gekenmerkt door de aanwezigheid van een carbonylgroep =. Is de carbonylgroep verbonden met twee koolstofatomen dan spreekt men van een keton. Is de carbonylgroep verbonden met minstens één -atoom dan spreekt men van een aldehyde. Aldehyde R R' Keton R Nomenclatuur Beschouw de langste, niet-vertakte koolstofketen waarvan de =groep deel uit maakt. Dit is de hoofdketen. De naam van het alkaan met evenveel koolstofatomen wordt de basisnaam. Gebruik het achtervoegsel al bij een aldehyde en het achtervoegsel on bij een keton. Bij een keton wordt, indien nodig, de plaats van de carbonylgroep aangegeven met een cijfer dat zo klein mogelijk is. Dit plaatscijfer wordt vlak voor het achtervoegsel geplaatst. Bij een aldehyde krijgt het koolstofatoom van de =-groep automatisch plaatscijfer 1. Zijn er meerdere carbonylgroepen aanwezig dan wordt dit aangeduid door voor het achtervoegsel al of on het aantal aan te geven (di-, tri-, ). Er worden dan ook meerdere plaatscijfers gebruikt. Eventuele zijketens en andere functies worden op de gewone manier vooraan geplaatst. Voorbeelden methanal formaldehyde 3 ethanal acetaldehyde 3 2 propanal propionaldehyde 3 3 propanon aceton butanal butyraldehyde 78 oofdstuk 5 rganische stofklassen

79 butanon pentaan-2-on pentaan-3-on hexaan-2,4-dion 4,5-dimethylhexaan-2-on Merk op dat in de zaagtandformules de -atomen en -atomen die deel uitmaken van de karakteristieke groep WEL geschreven worden. 2 glyceraldehyde 2,3-dihydroxypropanal Afb. 17 Formol Afb pyrodruivenzuur 7 Geef de juiste naam van volgende aldehyden/ketonen. a b c Aceton (propanon) Formol (methanal, formaldehyde) Aldehyden en ketonen komen zeer veel voor in planten en dieren (Afb. 16). Methanal (formaldehyd) wordt vaak verkocht als een waterige oplossing onder de naam formol. Formol (40 massa-%) wordt gebruikt om anatomische preparaten te bewaren. Formol (4 massa-%) wordt toegepast bij het ontsmetten van gebouwen en voorwerpen (onaangename geur!). Ethanal is o.a. aanwezig in aanmaakblokjes voor barbecue. Aceton wordt vaak gebruikt als oplosmiddel (lijmen, verven, vernissen). Afb. 18 Aanmaakblokjes oofdstuk 5 rganische stofklassen 79

80 10 arbonzuren arbonzuren zijn organische moleculen met de carboxylgroep als karakteristieke groep. R Nomenclatuur Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen waarvan de carboxylgroep deel uit maakt. Dit is de hoofdketen. De naam van het overeenstemmende alkaan is de basisnaam. Gebruik het achtervoegsel zuur. et -atoom van de carboxylgroep krijgt automatisch plaatscijfer 1. Dit plaatscijfer wordt gewoonlijk niet vermeld. Zijn er twee carboxylgroepen aanwezig dan wordt dit aangeduid door voor het achtervoegsel dizuur te gebruiken. Er worden dan ook meerdere plaatscijfers gebruikt. Voor heel wat carbonzuren worden vaak triviale namen gebruikt. Voorbeelden methaanzuur mierenzuur waterstofformiaat 3 ethaanzuur azijnzuur waterstofacetaat 3 2 propaanzuur propionzuur waterstofpropionaat butaanzuur boterzuur waterstofbutyraat ethaandizuur oxaalzuur Merk op dat in de zaagtandvoorstelling de -atomen en -atomen die deel uitmaken van de karakteristieke groep WEL geschreven worden. 80 oofdstuk 5 rganische stofklassen

81 8 Geef de juiste naam van volgende carbonzuren. l Afb. 19 Rode mier Mierenzuur (methaanzuur) Azijnzuur (ethaanzuur) arbonzuren en sommige derivaten komen veel voor in de natuur. Ze behoren tot de oudst gekende organische stoffen, o.a. omdat ze (of de zouten ervan) gemakkelijk af te zonderen zijn uit allerlei plantaardig en dierlijk materiaal. Mierenzuur werd in 1670 al geïsoleerd uit mieren. et komt ook voor in sommige andere insecten, in rupsen- en brandnetelharen en netelcellen van holtedieren (kwallen bijv.) en is verantwoordelijk voor de onaangename effecten als gevolg van mieren- en kwallenbeten en na contact met brandnetels. Azijnzuur werd in 1700 geïsoleerd. et ontstaat door oxidatie van ethanol (in wijn bijvoorbeeld) door toedoen van azijnzuurbacteriën. 11 Esters Esters zijn carbonzuren waarin het -atoom van de carboxylgroep vervangen is door een alkylgroep. Afb Azijn R R' Nomenclatuur De naam van een ester wordt gevormd door de naam van de alkylgroep te laten volgen door de naam van het carbonzuur, waarin de uitgang zuur vervangen is door de uitgang oaat. ok de stam van de triviale naam van het zuur mag gebruikt worden maar dan met het achtervoegsel aat. Voorbeelden 3 methylmethanoaat methylformiaat 3 3 methylethanoaat methylacetaat methylpropanoaat methylpropionaat oofdstuk 5 rganische stofklassen 81

82 ethylbutanoaat ethylbutyraat Esters komen veelvuldig in de natuur voor. De geur van bloemen, de geur en de smaak van fruit en sommige groenten worden veroorzaakt door o.a. de aanwezigheid van specifieke esters. Enkele voorbeelden methylbutanoaat propylethanoaat octylethanoaat appel peer perzik m die reden worden esters vaak gebruikt als geurstof in parfums en als geur- en smaakstof in sommige voedingsmiddelen. Esters worden ook gebruikt als grondstof voor de productie van polyesters (kunststof). Esters zijn vaak ook goede oplosmiddelen (vernissen, lakken). 12 Amiden Afb Lavendelveld Afb. 22 Specifieke esters veroorzaken de geur en smaak van fruit Amiden zijn carbonzuren waarin het -atoom van de carboxylgroep vervangen is door een aminogroep. R N 2 N 2 Afb. 23 Esters als geur- en smaakstof in sommige voedingsmiddelen Nomenclatuur Van amiden wordt de naam gevormd door aan de naam van het alkaan met evenveel koolstofatomen het achtervoegsel -amide toe te voegen. ok de triviale naam van het carbonzuur gevolgd door het achtervoegsel -amide mag gebruikt worden. Voorbeelden 3 N 2 N 2 ethaanamide azijnzuuramide butaanamide boterzuuramide 82 oofdstuk 5 rganische stofklassen

83 13 Aminen Aminen zijn organische stoffen die kunnen beschouwd worden als ammoniakmoleculen waarin één, twee of drie -atomen vervangen is/zijn door één, twee of drie alkylgroepen. Al naargelang het geval spreekt men van primaire, secundaire of tertiaire aminen. Primair amine Secundair amine Tertiair amine R N Nomenclatuur Primaire aminen: naam van de alkylgroep + amine. Symmetrische secundaire en tertiaire aminen: voorvoegsel di/tri + naam van de alkylgroep + amine. Asymmetrische secundaire en tertiaire aminen: de langste alkylgroep wordt in de stamnaam gebruikt met achtervoegsel amine. De andere alkylgroep(en) wordt(en) voor de stamnaam geplaatst, met N- als plaatsaanduiding. Voorbeelden R N R' R N R" R' N 2 methylamine 3 2 N 2 ethylamine N 2 propylamine 3 N dimethylamine 3 3 N 3 3 trimethylamine 3 3 N 3 2 N,N-dimethylethylamine oofdstuk 5 rganische stofklassen 83

84 9 Geef de juiste naam van volgende aminen. N 2 N N 14 Fysische eigenschappen van organische stoffen Wat betreft de fysische (en chemische) eigenschappen mogen we de organische stoffen niet allemaal over dezelfde kam scheren. Koolwaterstoffen bijv. hebben heel andere eigenschappen dan de organische stoffen waarin een functionele groep aanwezig is. Door die aanwezigheid krijgen die stoffen plots heel andere eigenschappen (vooral chemische). Smelt- en kookpunt Bij de alkanen stijgt het kookpunt met het toenemend aantal koolstofatomen. etzelfde stellen we vast in verband met het smeltpunt, alhoewel er daar kleine afwijkingen zijn. Die hebben te maken met de verschillen in kristalroosters in de vast toestand. Dit fenomeen is eenvoudig te verklaren. Alkanen zijn apolaire moleculen en de enige attractiekrachten tussen de moleculen zijn londonkrachten (oofdstuk 3). De grootte van die krachten neemt toe met de polariseerbaarheid van de moleculen en die neemt toe met de grootte van de moleculen. Vandaar dat het kookpunt stijgt met het toenemend aantal koolstofatomen in het alkaan. De aanwezigheid van een functionele groep kan ervoor zorgen dat de molecule polair wordt. Dat is bijvoorbeeld het geval bij de aldehyden. De karakteristieke groep is namelijk gepolariseerd: etzelfde geldt voor de ketonen. Door het bestaan van dipooldipoolkrachten tussen deze moleculen (naast de londonkrachten) liggen de kookpunten hoger. Bij alcoholen en carbonzuren liggen de kookpunten nog hoger. ier hebben we, naast londonkrachten en dipool-dipoolkrachten, ook nog waterstofbruggen. Die zorgen voor extra attractiekrachten. plosbaarheid In oofdstuk 3 kwamen we tot volgende conclusies: Polaire covalente verbindingen lossen goed op in water. Apolaire covalente verbindingen lossen slecht op in water, maar goed in apolaire oplosmiddelen. Zowel polaire als apolaire covalente verbindingen lossen goed op in water als ze met de watermoleculen -bruggen kunnen vormen. Koolwaterstoffen (alkanen, alkenen, alkynen, cycloalkanen, benzeen) bestaan apolaire moleculen. Ze zijn onoplosbaar in water (polaire oplosmiddel). Afb. 24 Kook- en smeltpunten van de eerste tien alkanen Afb. 25 Invloed van de functionele groep op het kookpunt Afb. 26 Waterstofbruggen bij alcoholen en carbonzuren 84 oofdstuk 5 rganische stofklassen

85 Van zodra er een karakteristieke groep aanwezig is, krijgt de molecule een tweeslachtig karakter: de koolstofketen (die lang kan zijn) behoudt zijn apolair karakter en lost dus liever niet op in water. De koolstofketen is hydrofoob. de karakteristieke groep zorgt meestal voor een polair karakter (ethers, halogeenderivaten, aldehyden, ketonen, aminen, amiden, alcoholen, carbonzuren) en is in sommige gevallen in staat om waterstofbruggen te vormen met de watermoleculen (alcoholen, carbonzuren), waardoor die groep dan een grote affiniteit heeft voor water: ze is hydrofiel. Dit heeft voor gevolg dat alcoholen met een korte koolstofketen (methanol, ethanol, propaan-1-ol en propaan-2-ol) zeer goed oplosbaar zijn in water. Die oplosbaarheid neemt echter af naarmate de koolstofketen langer wordt; hexaan-1-ol is helemaal niet oplosbaar in water. 15 Sachariden Sachariden (gluciden, koolhydraten, suikers) zijn belangrijke biochemische verbindingen. Ze komen zeer frequent voor in planten: glucose, fructose,, zetmeel, pectine, cellulose, ok in de dierenwereld (en dus in ons eigen lichaam) komen ze vaak voor: glucose in het bloed, glycogeen (spieren, lever), Een sluitende definitie van sachariden geven is niet echt eenvoudig, maar de volgende komt heel dicht in de buurt. Sachariden zijn organische polyhydroxyverbindingen, waarvan de meeste één of meer aldehyd- of ketofuncties bevatten of leveren bij hydrolyse. Glucose Afb. 27 Formule van glucose Glucose is een hexose: de molecule bevat zes koolstofatomen. De stof is goed oplosbaar in water. Dit wijst op de aanwezigheid van (één of meer) alcoholgroepen. Na verder onderzoek blijken het er zelfs vijf te zijn. De positieve fehlingtest wijst op minstens één aldehydegroep. Glucose is dus een aldose. Fructose Fructose is eveneens een hexose. Er is echter geen aldehydegroep aanwezig, wel een ketongroep. Fructose is dus een ketose: een ketohexose. Uit allerlei gedragingen blijkt dat beide monosachariden ook als ringvormige structuren voorkomen: Afb. 28 Formule van fructose glucose fructose Blijkbaar is er in dat geval geen aldehyde- of ketonfunctie aanwezig. oofdstuk 5 rganische stofklassen 85

86 Twee (gelijke of verschillende) monosacharide-eenheden kunnen een disacharidemolecule vormen. Sacharose is de component die aanwezig is in het dagelijkse suikerklontje. Als meerdere monosacharide-eenheden op die manier aan elkaar gebonden worden, spreken we van polysachariden. Een typische voorbeeld daarvan is zetmeel. Zetmeel bestaat voor 20% uit amylose en voor 80% uit amylopectine Afb. 30 Amylose Afb Sacharose Afb Amylopectine 16 Lipiden Vetzuren zijn carbonzuren met lange koolstofketens. Als de koolstofketens verzadigd zijn (geen dubbele bindingen bevatten) spreekt men van verzadigde vetzuren. Is er in de keten één dubbele binding aanwezig, dan spreekt men van mono-onverzadigde vetzuren. Zijn er meerdere dubbele bindingen aanwezig, dan noemt men ze meervoudig-onverzadigde of poly-onverzadigde vetzuren. Voorbeelden Afb. 32 Stearinezuur Stearinezuur 3 ( 2 ) 16 liezuur 3 ( 2 ) 7 =( 2 ) 7 Linoleenzuur 3-2 -=- 2 -=- 2 -=-( 2 ) 7 Lipiden (oliën, vetten) zijn triglyceriden: het zijn esters, gevormd door de reactie tussen glycerol (alcohol) en drie vetzuurmoleculen (carbonzuren). Afb. 33 Lipiden zijn esters van glycerol en vetzuren 86 oofdstuk 5 rganische stofklassen

87 Afb Proteïnen Proteïnen zijn (macro)moleculen die een groot aantal aminozuren bevatten (tot enkele duizenden). Aminozuren bevatten een carboxylgroep N Afb. 35 Algemene formule van aminozuren en een aminogroep Aminozuren kunnen ketens vormen. Tussen de carboxylgroep van het ene aminozuur en de aminogroep van het andere kan een binding ontstaan. Daarbij wordt een watermolecule uitgestoten. p de manier ontstaan polypeptideketens. N N N N N... N N N N... Afb. 36 Vorming van een polypeptideketen Proteïnen bevatten meerdere polypeptideketens. In levende cellen treft men tot 200 verschillende aminozuren aan. In proteïnen vinden we er slechts 20 van terug. et zijn allemaal - aminozuren: beide functionele groepen zijn aan hetzelfde koolstofatoom gebonden. Negen aminozuren kunnen niet door de mens aangemaakt worden en moeten via de voeding opgenomen worden. Men noemt dit essentiële aminozuren. oofdstuk 5 rganische stofklassen 87

88 18 Isomerie Isomeren zijn moleculen met dezelfde brutoformule, maar met een verschillende structuur. Isomerie is het fenomeen waarbij twee of meer verschillende stoffen dezelfde brutoformule hebben. Vandaar dat brutoformules in de organische chemie zelden of nooit gebruikt worden Structuurisomerie Functionele isomerie Voor een zelfde brutoformule kunnen verschillende functionele groepen in de koolstofverbindingen voorkomen. Voorbeelden 4 8 but-1-een bevat een dubbele binding cyclobutaan bevat een ringstructuur ethanol bevat een alcoholfunctie methoxymethaan bevat een etherfunctie propaanzuur bevat een carbonzuurfunctie methylethanoaat bevat een esterfunctie 88 oofdstuk 5 rganische stofklassen

89 Ketenisomerie Bij ketenisomeren is de brutoformule van de moleculen dezelfde maar de opbouw van de koolstofketen is verschillend n-hexaan 2-methylpentaan 3-methylpentaan 2,2-dimethylbutaan 2,3-dimethylbutaan Plaatsisomerie De moleculen van deze isomeren verschillen in structuur door andere posities van functionele groepen of andere posities van meervoudige bindingen. 3 8 propaan-1-ol propaan-2-ol 4 8 propaan-1-ol 18.2 Stereo-isomerie is-transisomerie propaan-2-ol is-trans-isomerie komt voor bij alkenen en alkeenderivaten, doordat de dubbele binding een strakke structuur tot gevolg heeft die de vrije draaiing om de =-binding verhindert. is-trans-isomerie komt eveneens voor bij ringstructuren zoals cycloalkanen. ier verhindert de ringstructuur de vrije rotatie cis-2-buteen 3 trans-2-buteen cis-1,2-dimethylcyclopentaan 3 trans-1,2-dimethylcyclopentaan oofdstuk 5 rganische stofklassen 89

90 Spiegelbeeldisomerie Bekijken we een molecule broomchloordifluormethaan. et spiegelbeeld van deze molecule kan samenvallen, na rotatie over 180 om de -lbinding, met de originele molecule, zoals duidelijk blijkt uit de figuur. Een dergelijke molecule noemen we achiraal. Dit is niet het geval bij een molecule broomchloorfluorjoodmethaan (What s in a name?). et spiegelbeeld van de molecule kunnen we onmogelijk laten samenvallen met de originele vorm. We noemen deze molecule chiraal. f beter: de molecule bevat een chiraal koolstofatoom, dat aangeduid wordt met een asterisk: I F l Br We hebben hier te maken met een voorbeeld van stereoïsomerie: beide moleculen hebben dezelfde formule, maar een verschillende ruimtelijke schikking. De beide spiegelbeelden noemen we optische antipoden of enantiomeren. Enantiomeren hebben identieke eigenschappen: zelfde smeltpunt, zelfde kookpunt, zelfde dichtheid. m beide enantiomeren van elkaar te kunnen onderscheiden wordt het ene de R-vorm genoemd en het andere de S- vorm. p deze nomenclatuurregels gaan we niet dieper in. Slechts één eigenschap verschilt voor beide enantiomeren: de optische activiteit. Sturen we n.l. gepolariseerd licht door een oplossing van het ene enantiomeer, dan roteert de polarisatierichting van het licht over een bepaalde hoek in de ene zin; sturen we hetzelfde licht door een oplossing van het andere enantiomeer, dan roteert de polarisatierichting over dezelfde hoek in de andere zin. F F I F F I l l Br Br F l l Br Br F Afb. 37 Achiraal koolstofatoom l l Br Br F I l l Br Br F I Afb. 38 hiraal koolstofatoom 19 Polyfunctionele organische verbindingen We merkten al dat in veel organische moleculen meerdere karakteristieke groepen voorkomen. We geven hier nog enkele voorbeelden: carbonzuur carbonzuur 3 3 alcohol ester melkzuur aspirine (acetylsalicylzuur) alcohol keton 3 Afb. 39 Aspirine alcohol dopamine N 2 amine keton dubbele binding progesteron keton 90 oofdstuk 5 rganische stofklassen

Relatieve massa. t.o.v. de atoommassaeenheid. m(kg) ,66 10 kg

Relatieve massa. t.o.v. de atoommassaeenheid. m(kg) ,66 10 kg . Atoombouw. Atoom Sommige Griekse filosofen (Democritus 4 v.c.) waren er al van overtuigd dat alle materie opgebouwd is uit massieve niet meer te delen bollen, de atomen. Dalton (88) kon op wetenschappelijke

Nadere informatie

2 Molecuulmodellen. 1 Edelgassen

2 Molecuulmodellen. 1 Edelgassen 2 Molecuulmodellen 1 Edelgassen Afb. 1 Positie van de edelgassen in het PS De edelgassen zijn de elementen uit groep 0 (18) van het Periodiek Systeem. In vergelijking met de meeste andere elementen werden

Nadere informatie

In de buitenste schil treffen we telkens 8 elektronen aan (uitzondering: He): s 2 p 6.

In de buitenste schil treffen we telkens 8 elektronen aan (uitzondering: He): s 2 p 6. 3. Chemische binding 1. Edelgassen De edelgassen zijn de elementen uit groep 0 (18) van het Periodiek Systeem. In vergelijking met de meeste andere elementen werden ze pas laat ontdekt. Dit komt omdat

Nadere informatie

Hoofdstuk 5 Atoommodellen

Hoofdstuk 5 Atoommodellen Hoofdstuk 5 Atoommodellen 5.1 Natuurwetenschappelijk denken en modeldenken Het is niet altijd eenvoudig om je een voorstelling te maken van dingen die je niet kan zien. Een wetenschapper werkt dan met

Nadere informatie

Helium atoom = kern met 2 protonen en 2 neutronen met eromheen draaiend 2 elektronen

Helium atoom = kern met 2 protonen en 2 neutronen met eromheen draaiend 2 elektronen Cursus Chemie 1-1 Hoofdstuk 1 : De atoombouw en het Periodiek Systeem 1. SAMENSTELLING VAN HET ATOOM Een atoom bestaat uit: een positief geladen kern, opgebouwd uit protonen en neutronen en (een of meer)

Nadere informatie

Atoom theorie. Inleiding

Atoom theorie. Inleiding Atoom theorie Inleiding Democritus Democritus van Abdera (ca. 460 v. Chr.-380/370 v. Chr.) was een Grieks geleerde, filosoof astronoom en reiziger. Materie bestaat uit zeer kleine ondeelbare eenheden (a-tomos

Nadere informatie

LEERPL AN LEERPLANDOELSTELLINGEN De leerlingen kunnen LEERINHOUDEN

LEERPL AN LEERPLANDOELSTELLINGEN De leerlingen kunnen LEERINHOUDEN Hoofdstuk 2: De Chemische binding... 2 1. Inleiding: de covalente binding... 2 2. Lewisvoorstellingen... 3 3. Valentiebindingstheorie.... 8 4. Mesomerie... 6 5. Ruimtelijke bouw en hybridisatie van moleculen...

Nadere informatie

Samenvatting Scheikunde H3 Door: Immanuel Bendahan

Samenvatting Scheikunde H3 Door: Immanuel Bendahan Samenvatting Scheikunde H3 Door: Immanuel Bendahan Inhoudsopgave 1 Atoommodel... 1 Moleculen... 1 De ontwikkeling van het atoommodel... 1 Atoommodel van Bohr... 2 Indicatoren van atomen... 3 2 Periodiek

Nadere informatie

Hoofdstuk 2: Bouw van de stoffen

Hoofdstuk 2: Bouw van de stoffen Hoofdstuk 2: Bouw van de stoffen 2. Atoommodellen 2.2.1 Historisch overzicht Demoritos: Het atoom: kleinste deeltje, ondeelbaar (Oudheid) Dalton(1809): versch. elementen; andere massa & grootte Thomson(1904):

Nadere informatie

Hoofdstuk 1 Atoombouw. Chemie 5 (2u)

Hoofdstuk 1 Atoombouw. Chemie 5 (2u) Hoofdstuk 1 Atoombouw Chemie 5 (2u) Atoommodellen Taak atoommodellen: J. Dalton (1808): bolletjes, atoommassa J.J. Thompson (1907): elektronen in pos. massa E. Rutherford (1911): elektronenmantel rond

Nadere informatie

Elementen; atomen en moleculen

Elementen; atomen en moleculen Elementen; atomen en moleculen In de natuur komen veel stoffen voor die we niet meer kunnen splitsen in andere stoffen. Ze zijn dus te beschouwen als de grondstoffen. Deze stoffen worden elementen genoemd.

Nadere informatie

Cursus Chemie 2-1. Hoofdstuk 2: Chemische bindingen 1. INLEIDING

Cursus Chemie 2-1. Hoofdstuk 2: Chemische bindingen 1. INLEIDING Cursus Chemie 2-1 Hoofdstuk 2: Chemische bindingen 1. INLEIDING In hoofdstuk 1 hebben we geleerd over de atoombouw. De atoomstructuur bepaalt de chemische en fysische eigenschappen van de stoffen. In chemische

Nadere informatie

7. Hoofdstuk 7 : De Elektronenstructuur van Atomen

7. Hoofdstuk 7 : De Elektronenstructuur van Atomen 7. Hoofdstuk 7 : De Elektronenstructuur van Atomen 7.1. Licht: van golf naar deeltje Frequentie (n) is het aantal golven dat per seconde passeert door een bepaald punt (Hz = 1 cyclus/s). Snelheid: v =

Nadere informatie

3 Atoommodellen Waaruit bestaat een atoom? Rangschikking van de elementen Atoommassa, molecuulmassa en molaire massa...

3 Atoommodellen Waaruit bestaat een atoom? Rangschikking van de elementen Atoommassa, molecuulmassa en molaire massa... Inhoudsopgave 3 modellen... 27 3.1 Het atoommodel van Dalton, John (1766-1844)...27 3.2 Het atoommodel van Thomson, Joseph John (1856-1940).27 3.3 Het atoommodel van Rutherford, Ernest (1871-1937)..27

Nadere informatie

Leerplan LEERPLANDOELSTELLINGEN De leerlingen kunnen SET 1,2,3 5 een covalente binding beschrijven als een interactie tussen atoomorbitalen.

Leerplan LEERPLANDOELSTELLINGEN De leerlingen kunnen SET 1,2,3 5 een covalente binding beschrijven als een interactie tussen atoomorbitalen. Hoofdstuk 2:de chemische binding... 2 1. De Covalente binding... 2 2. Lewisvoorstellingen... 3 3. Theoriën omtrent de vorming van een atoombinding.... 6 3.1. Valentiebindingstheorie... 6 3.2. Molecuulorbitaaltheorie

Nadere informatie

Chemie 4: Atoommodellen

Chemie 4: Atoommodellen Chemie 4: Atoommodellen Van de oude Grieken tot het kwantummodel Het woord atoom komt va, het Griekse woord atomos dat ondeelbaar betekent. Voor de Griekse geleerde Democritos die leefde in het jaar 400

Nadere informatie

Inhoud LEERPLANDOELSTELLINGEN LEERINHOUDEN. De leerlingen kunnen

Inhoud LEERPLANDOELSTELLINGEN LEERINHOUDEN. De leerlingen kunnen Inhoud 1. Inleiding... 2 2. Het spectrum van waterstof en het atoommodel van Bohr... 5 3. Het atoommodel van BohrSommerfeld... 8 4. Elektronenconfiguratie... 10 5. Het periodiek systeem... 11 5.1. Historiek...

Nadere informatie

Atoombinding structuurformules nader beschouwd (aanvulling 2.4)

Atoombinding structuurformules nader beschouwd (aanvulling 2.4) Atoombinding structuurformules nader beschouwd (aanvulling 2.4) 1. Atoommodel van Bohr Uitgaande van het atoommodel van Rutherford (kern bestaande uit protonen en neutronen met daaromheen een elektronenwolk)

Nadere informatie

Atoommodel van Rutherford

Atoommodel van Rutherford Samenvatting scheikunde havo 4 hoofdstuk 2 bouwstenen van stoffen 2.2 de bouw van een atoom Atoommodel val Een atoom is een massief bolletje. Elk atoomsoort heeft zijn eigen Dalton afmetingen Ook gaf hij

Nadere informatie

Bepaal het atoomskelet van de verbinding

Bepaal het atoomskelet van de verbinding MODULE 2 Bijlage 1 Stappenplan voor het schrijven van een goede Lewisformule Het vinden van een goede lewisformule voor een gegeven brutoformule is niet altijd eenvoudig. Bijna altijd kan je aan de hand

Nadere informatie

Hoofdstuk 4 Atoombouw en Periodiek Systeem

Hoofdstuk 4 Atoombouw en Periodiek Systeem 4.1 Evolutie van het atoommodel Hoofdstuk 4 Atoombouw en Periodiek Systeem De Grieken stelden zich al de vraag of materie oneindig deelbaar is of niet. Er werd gediscussieerd over de deelbaarheid van bijvoorbeeld

Nadere informatie

Later heeft men ook nog een ongeladen deeltje met praktisch dezelfde massa als een proton ontdekt (1932). Dit deeltje heeft de naam neutron gekregen.

Later heeft men ook nog een ongeladen deeltje met praktisch dezelfde massa als een proton ontdekt (1932). Dit deeltje heeft de naam neutron gekregen. Atoombouw 1.1 onderwerpen: Elektrische structuur van de materie Atoommodel van Rutherford Elementaire deeltjes Massagetal en atoomnummer Ionen Lading Twee (met een metalen laagje bedekte) balletjes,, die

Nadere informatie

Inhoud LEERPLANDOELSTELLINGEN LEERINHOUDEN. De leerlingen kunnen

Inhoud LEERPLANDOELSTELLINGEN LEERINHOUDEN. De leerlingen kunnen Inhoud Hoofdstuk1: Atoombouw... 1. Inleiding.... Het spectrum van waterstof en het atoommodel van Bohr... 5 3. Het atoommodel van BohrSommerfeld.... 9 4. Elektronenconfiguratie... 1 5. Het periodiek systeem...

Nadere informatie

Basisscheikunde voor het hbo ISBN e druk Uitgeverij Syntax media

Basisscheikunde voor het hbo ISBN e druk Uitgeverij Syntax media Hoofdstuk 2 Atoombouw bladzijde 1 Opgave 1 Hoeveel protonen, neutronen en elektronen hebben de volgende atomen? 7 3Li 11 5B 16 8O 36 17Cl 27 13Al In het symbool A ZX geldt: n p e 7 3Li 4 3 3 A geeft het

Nadere informatie

12 - het symbool schrijven als de naam gegeven is en de naam noemen als het symbool gegeven is van minstens twintig elementen.

12 - het symbool schrijven als de naam gegeven is en de naam noemen als het symbool gegeven is van minstens twintig elementen. Leergebied: element Leerplannen LP Chemie 2e gr ASO VVKSO (studierichtingen zonder component wetenschappen) 5.1.1.2 - B5 Chemische elementen in stoffen - Vanuit experimentele waarnemingen samengestelde

Nadere informatie

Samenvatting Natuurkunde Ioniserende straling

Samenvatting Natuurkunde Ioniserende straling Samenvatting Natuurkunde Ioniserende straling Samenvatting door een scholier 1947 woorden 26 augustus 2006 6,5 102 keer beoordeeld Vak Methode Natuurkunde Natuurkunde overal Samenvatting Natuurkunde VWO

Nadere informatie

Voorkennis chemie voor 1 Ba Geografie

Voorkennis chemie voor 1 Ba Geografie Onderstaand overzicht geeft in grote lijnen weer welke kennis er van je verwacht wordt bij aanvang van een studie bachelor Geografie. Klik op een onderdeel om een meer gedetailleerde inhoud te krijgen

Nadere informatie

INTRODUCTIECURSUS BOUWCHEMIE HOOFDSTUK 2: ATOOMBOUW EN CHEMISCHE BINDING

INTRODUCTIECURSUS BOUWCHEMIE HOOFDSTUK 2: ATOOMBOUW EN CHEMISCHE BINDING INTRODUCTIECURSUS BOUWCHEMIE HOOFDSTUK 2: ATOOMBOUW EN CHEMISCHE BINDING OVERZICHT 1. Elementaire deeltjes 2. Elektronen in schillen 3. Ionbinding ionverbindingen 4. De covalente binding 5. Polaire covalente

Nadere informatie

Antwoorden deel 1. Scheikunde Chemie overal

Antwoorden deel 1. Scheikunde Chemie overal Antwoorden deel 1 Scheikunde Chemie overal Huiswerk 2. a. Zuivere berglucht is scheikundig gezien geen zuivere stof omdat er in lucht verschillende moleculen zitten (zuurstof, stikstof enz.) b. Niet vervuild

Nadere informatie

Hoofdstuk 1 Atoombouw

Hoofdstuk 1 Atoombouw Hoofdstuk 1 Atoombouw 1.1. Stapstenen in de evolutie van het atoommodel Atoomtheorie van Dalton (188) Aristoteles 384-322 v.c. Reeds voor onze jaartelling werd druk gefilosofeerd over de bouw van de materie.

Nadere informatie

gelijk aan het aantal protonen in de kern. hebben allemaal hetzelfde aantal protonen in de kern.

gelijk aan het aantal protonen in de kern. hebben allemaal hetzelfde aantal protonen in de kern. 1 Atoombouw 1.1 Atoomnummer en massagetal Er bestaan vele miljoenen verschillende stoffen, die allemaal zijn opgebouwd uit ongeveer 100 verschillende atomen. Deze atomen zijn zelf ook weer opgebouwd uit

Nadere informatie

1 Uit welke deeltjes is de kern van een atoom opgebouwd? Protonen en neutronen.

1 Uit welke deeltjes is de kern van een atoom opgebouwd? Protonen en neutronen. SO Straling 1 Uit welke deeltjes is de kern van een atoom opgebouwd? Protonen en neutronen. 2 Waaruit bestaat de elektronenwolk van een atoom? Negatief geladen deeltjes, elektronen. 3 Wat bevindt zich

Nadere informatie

voor atomen met Z? 18, hun elektronenconfiguratie en hun plaats in het periodiek systeem van de elementen geven;

voor atomen met Z? 18, hun elektronenconfiguratie en hun plaats in het periodiek systeem van de elementen geven; Leergebied: elektron Leerplannen LP Chemie 2e gr KSO GO 5.2.4 - voor atomen met Z? 18, hun elektronenconfiguratie en hun plaats in het periodiek systeem van de elementen geven; 5.2.5 - atomen uit de hoofdgroepen,

Nadere informatie

1. Elementaire chemie en chemisch rekenen

1. Elementaire chemie en chemisch rekenen In onderstaande zelftest zijn de vragen gebundeld die als voorbeeldvragen zijn opgenomen in het bijhorend overzicht van de verwachte voorkennis chemie 1. Elementaire chemie en chemisch rekenen 1.1 Grootheden

Nadere informatie

Antwoorden deel 1. Scheikunde Chemie overal

Antwoorden deel 1. Scheikunde Chemie overal Antwoorden deel 1 Scheikunde Chemie overal Huiswerk 2. a. Zuivere berglucht is scheikundig gezien geen zuivere stof omdat er in lucht verschillende moleculen zitten (zuurstof, stikstof enz.) b. Niet vervuild

Nadere informatie

Klas 4 GT. Atomen en ionen 3(4) VMBO-TG

Klas 4 GT. Atomen en ionen 3(4) VMBO-TG Klas 4 GT Atomen en ionen 3(4) VMBO-TG De kracht van het atoom Een atoom bevat enorme krachten proefwerkstof Proefwerk 14-10-05 Nask2 3(4) VMBO TG deel B hoofdstuk3 Hoofdstuk 4 atomen en ionen blz2 tot

Nadere informatie

ZUIVERE STOF één stof, gekenmerkt door welbepaalde fysische constanten zoals kooktemperatuur, massadichtheid,.

ZUIVERE STOF één stof, gekenmerkt door welbepaalde fysische constanten zoals kooktemperatuur, massadichtheid,. PARATE KENNIS CHEMIE 4 e JAAR SCHEMA ZUIVERE STOF één stof, gekenmerkt door welbepaalde fysische constanten zoals kooktemperatuur, massadichtheid,. MENGSEL bestaat uit meerdere zuivere stoffen, de kooktemperatuur,

Nadere informatie

Samenvatting Scheikunde Scheikunde Chemie overal H1 3 vwo

Samenvatting Scheikunde Scheikunde Chemie overal H1 3 vwo Samenvatting Scheikunde Scheikunde Chemie overal H1 3 vwo Samenvatting door een scholier 1193 woorden 30 oktober 2012 5,8 23 keer beoordeeld Vak Methode Scheikunde Chemie overal Samenvatting Scheikunde

Nadere informatie

Vraag 1 : Beschrijf het verschil tussen een atoom en een molecule.

Vraag 1 : Beschrijf het verschil tussen een atoom en een molecule. 1) sim15 http://www.teachchemistry.org/bonding Vraag 1 : Beschrijf het verschil tussen een atoom en een molecule. Vraag 2 : Duid aan in het PSE: Metalen : groen Niet-metalen : rood Vraag 3 : Welke elementaire

Nadere informatie

Samenvatting Scheikunde Hoofdstuk 1 en 2

Samenvatting Scheikunde Hoofdstuk 1 en 2 Samenvatting Scheikunde Hoofdstuk 1 en 2 Samenvatting door een scholier 918 woorden 13 januari 2005 6,3 193 keer beoordeeld Vak Methode Scheikunde Chemie overal Hoofdstuk 1 1.2: De bouw van een atoom.

Nadere informatie

De golfvergelijking van Schrödinger

De golfvergelijking van Schrödinger De golfvergelijking van Schrödinger De golfvergelijking van Schrödinger beschrijft het gedrag van het elektron in het atoom. De oplossing van die vergelijking? i bevat informatie over de energie in de

Nadere informatie

Wednesday, 28September, :13:59 PM Netherlands Time. Chemie Overal. Sk Havo deel 1

Wednesday, 28September, :13:59 PM Netherlands Time. Chemie Overal. Sk Havo deel 1 Chemie Overal Sk Havo deel 1 Website van de methode www.h1.chemieoveral.epn.nl Probeer thuis of het werkt. Aanbevolen browser: internet explorer Neem onderstaande tabel over en rond af Atoomsoort Zuurstof

Nadere informatie

Samenvatting Scheikunde Hfst. 6 Chemie en schoonmaken

Samenvatting Scheikunde Hfst. 6 Chemie en schoonmaken Samenvatting Scheikunde Hfst. 6 Chemie en sch Samenvatting door een scholier 2120 woorden 23 november 2010 4,5 9 keer beoordeeld Vak Scheikunde Natuurkunde hoofdstuk 6: Chemie en sch 6.1 Elementen Indelen

Nadere informatie

Voorbereiding toelatingsexamen arts/tandarts. Chemie: Atoomstructuur en periodiek systeem 6/16/2015. dr. Brenda Casteleyn

Voorbereiding toelatingsexamen arts/tandarts. Chemie: Atoomstructuur en periodiek systeem 6/16/2015. dr. Brenda Casteleyn Voorbereiding toelatingsexamen arts/tandarts Chemie: Atoomstructuur en periodiek systeem 6/16/2015 dr. Brenda Casteleyn Met dank aan: Atheneum van Veurne (http://www.natuurdigitaal.be/geneeskunde/fysica/wiskunde/wiskunde.htm),

Nadere informatie

Ionen-ionbinding-ionrooster

Ionen-ionbinding-ionrooster Ionen-ionbinding-ionrooster Om op onderstaande vraag een antwoord te kunnen geven, gaan we beginnen met enkele voorbeelden. 1. Wat zijn ionen? Vul de elektronenconfiguraties aan van onderstaande elementen.

Nadere informatie

Scheikunde Samenvatting H4+H5

Scheikunde Samenvatting H4+H5 Scheikunde Samenvatting H4+H5 Hoofdstuk 4 4.2 Stoffen worden ingedeeld op grond van hun eigenschappen. Er zijn niet-ontleedbare stoffen en ontleedbare stoffen. De niet-ontleedbare stoffen zijn verdeeld

Nadere informatie

aan de hand van energieniveaus uitleggen hoe een atoom energie kan opnemen en uitzenden;

aan de hand van energieniveaus uitleggen hoe een atoom energie kan opnemen en uitzenden; Leergebied: Atoom Leerplannen LP chemie 3e graad ASO GO 1.1 - Uitbreiding van het atoommodel 1.1.1 - aan de hand van energieniveaus uitleggen hoe een atoom energie kan opnemen en uitzenden; 1.1.2 - aan

Nadere informatie

Stabiliteit van atoomkernen

Stabiliteit van atoomkernen Stabiliteit van atoomkernen Wanneer is een atoomkern stabiel? Wat is een radioactieve stof? Wat doet een radioactieve stof? 1 Soorten ioniserende straling Alfa-straling of α-straling Bèta-straling of β-straling

Nadere informatie

TENTAMEN. Van Quantum tot Materie

TENTAMEN. Van Quantum tot Materie TENTMEN Van Quantum tot Materie Prof. Dr. C. Gooijer en Prof. Dr. R. Griessen Vrijdag 22 december 2006 12.00-14.45 Q105/ M143/ C121 Dit schriftelijk tentamen bestaat uit 5 opdrachten. Naast de titel van

Nadere informatie

Fysische grondslagen radioprotectie deel 1. dhr. Rik Leyssen Fysicus Radiotherapie Limburgs Oncologisch Centrum

Fysische grondslagen radioprotectie deel 1. dhr. Rik Leyssen Fysicus Radiotherapie Limburgs Oncologisch Centrum Fysische grondslagen radioprotectie deel 1 dhr. Rik Leyssen Fysicus Radiotherapie Limburgs Oncologisch Centrum rik.leyssen@jessazh.be Fysische grondslagen radioprotectie H1: INLEIDING H2: STRALING - RADIOACTIVITEIT

Nadere informatie

I. Basiskennis. Zuivere stof*: Is materie die uit 1 stof bestaat en niet meer gescheiden kan worden door fysische scheidingstechnieken.

I. Basiskennis. Zuivere stof*: Is materie die uit 1 stof bestaat en niet meer gescheiden kan worden door fysische scheidingstechnieken. Basiskennis 5 chemie 3 de graad, 1 ste jaar = 5avv, 5av, 5bv 1 1.1 Opbouw van de materie I. Basiskennis Zuivere stof*: Is materie die uit 1 stof bestaat en niet meer gescheiden kan worden door fysische

Nadere informatie

Algemene Scheikunde. Academiejaar

Algemene Scheikunde. Academiejaar 1 Algemene Scheikunde Academiejaar 2013-2014 2 Deel 1 Bouw van de materie 3 I. Inleidende begrippen Scheikunde bestudeert materie eigenschappen van materie veranderingen van materie energieveranderingen

Nadere informatie

QUARK_5-Thema-01-elektrische kracht Blz. 1

QUARK_5-Thema-01-elektrische kracht Blz. 1 QUARK_5-Thema-01-elektrische kracht Blz. 1 THEMA 1: elektrische kracht Elektriciteit Elektrische lading Lading van een voorwerp Fenomeen: Sommige voorwerpen krijgen een lading door wrijving. Je kan aan

Nadere informatie

Hoofdstuk 9: Radioactiviteit

Hoofdstuk 9: Radioactiviteit Hoofdstuk 9: Radioactiviteit Natuurkunde VWO 2011/2012 www.lyceo.nl Hoofdstuk 9: Radioactiviteit Natuurkunde 1. Mechanica 2. Golven en straling 3. Elektriciteit en magnetisme 4. Warmteleer Rechtlijnige

Nadere informatie

2.3 Energie uit atoomkernen

2.3 Energie uit atoomkernen 2. Energie uit atoomkernen 2.1 Equivalentie van massa en energie 2.2 Energie per kerndeeltje in een kern 2.3 Energie uit atoomkernen 2.1 Equivalentie van massa en energie Einstein: massa kan worden omgezet

Nadere informatie

De energievallei van de nucliden als nieuw didactisch concept

De energievallei van de nucliden als nieuw didactisch concept De energievallei van de nucliden als nieuw didactisch concept - Kernfysica: van beschrijven naar begrijpen Rita Van Peteghem Coördinator Wetenschappen-Wisk. CNO (Centrum Nascholing Onderwijs) Universiteit

Nadere informatie

Higgs-deeltje. Peter Renaud Heideheeren. Inhoud

Higgs-deeltje. Peter Renaud Heideheeren. Inhoud Higgs-deeltje Peter Renaud Heideheeren Inhoud 1. Onze fysische werkelijkheid 2. Newton Einstein - Bohr 3. Kwantumveldentheorie 4. Higgs-deeltjes en Higgs-veld 3 oktober 2012 Heideheeren 2 1 Plato De dingen

Nadere informatie

Begripsvragen: Elektrisch veld

Begripsvragen: Elektrisch veld Handboek natuurkundedidactiek Hoofdstuk 4: Leerstofdomeinen 4.2 Domeinspecifieke leerstofopbouw 4.2.4 Elektriciteit en magnetisme Begripsvragen: Elektrisch veld 1 Meerkeuzevragen Elektrisch veld 1 [V]

Nadere informatie

5,5. Samenvatting door een scholier 1429 woorden 13 juli keer beoordeeld. Natuurkunde

5,5. Samenvatting door een scholier 1429 woorden 13 juli keer beoordeeld. Natuurkunde Samenvatting door een scholier 1429 woorden 13 juli 2006 5,5 66 keer beoordeeld Vak Natuurkunde Natuurkunde samenvatting hoofdstuk 3 ioniserende straling 3. 1 de bouw van de atoomkernen. * Atoom: - bestaat

Nadere informatie

Hoofdstuk 5 Straling. Gemaakt als toevoeging op methode Natuurkunde Overal

Hoofdstuk 5 Straling. Gemaakt als toevoeging op methode Natuurkunde Overal Hoofdstuk 5 Straling Gemaakt als toevoeging op methode Natuurkunde Overal 5.1 Straling en bronnen Eigenschappen van straling RA α γ β 1) Beweegt langs rechte lijnen vanuit een bron. ) Zwakker als ze verder

Nadere informatie

Radioactiviteit werd ontdekt in 1898 door de Franse natuurkundige Henri Becquerel.

Radioactiviteit werd ontdekt in 1898 door de Franse natuurkundige Henri Becquerel. H7: Radioactiviteit Als een bepaalde kern van een element te veel of te weinig neutronen heeft is het onstabiel. Daardoor gaan ze na een zekere tijd uit elkaar vallen, op die manier bereiken ze een stabiele

Nadere informatie

Deel 2. Basiskennis chemie

Deel 2. Basiskennis chemie Deel 2. Basiskennis chemie Achteraan vind je een periodiek systeem van de elementen. Gebruik dit waar nodig. Vraag 21 Koolstofmonoxide (C) kan gesynthetiseerd worden door stoom met methaan (CH4 ) te laten

Nadere informatie

Hoofdstuk 5 Straling. Gemaakt als toevoeging op methode Natuurkunde Overal

Hoofdstuk 5 Straling. Gemaakt als toevoeging op methode Natuurkunde Overal Hoofdstuk 5 Straling Gemaakt als toevoeging op methode Natuurkunde Overal 5.1 Straling en bronnen Eigenschappen van straling RA α γ β 1) Beweegt langs rechte lijnen vanuit een bron. 2) Zwakker als ze verder

Nadere informatie

Chemie. 1ste Bach HIR. uickprinter Koningstraat 13 2000 Antwerpen www.quickprinter.be 4.10 EUR

Chemie. 1ste Bach HIR. uickprinter Koningstraat 13 2000 Antwerpen www.quickprinter.be 4.10 EUR 1ste Bach HIR Chemie Fundamentele begrippen van de algemene Chemie : smvt boek Q uickprinter Koningstraat 13 2000 Antwerpen www.quickprinter.be 211 4.10 EUR Hoofdstuk 1: Atoombouw en periodiek systeem

Nadere informatie

Toets 01 Algemene en Anorganische Chemie. 30 september 2015

Toets 01 Algemene en Anorganische Chemie. 30 september 2015 Toets 01 Algemene en Anorganische Chemie 30 september 2015 Naam: Studentnummer Universiteit Leiden: Dit is de enige originele versie van jouw tentamen. Het bevat dit voorblad, enkele pagina s met informatie

Nadere informatie

1 Een lichtbron zendt licht uit met een golflengte van 589 nm in vacuüm.

1 Een lichtbron zendt licht uit met een golflengte van 589 nm in vacuüm. Domein F: Moderne fysica Subdomein: Atoomfysica 1 Een lichtbron zendt licht uit met een golflengte van 589 nm in vacuüm. Bereken de energie van het foton in ev. E = h c/λ (1) E = (6,63 10-34 3 10 8 )/(589

Nadere informatie

De Zon. N.G. Schultheiss

De Zon. N.G. Schultheiss 1 De Zon N.G. Schultheiss 1 Inleiding Deze module is direct vanaf de derde of vierde klas te volgen en wordt vervolgd met de module De Broglie of de module Zonnewind. Figuur 1.1: Een schema voor kernfusie

Nadere informatie

Voorbereiding toelatingsexamen arts/tandarts. Chemie: Atoomstructuur en periodiek systeem 22/1 /2017. dr. Brenda Casteleyn

Voorbereiding toelatingsexamen arts/tandarts. Chemie: Atoomstructuur en periodiek systeem 22/1 /2017. dr. Brenda Casteleyn Voorbereiding toelatingsexamen arts/tandarts Chemie: Atoomstructuur en periodiek systeem 22/1 /2017 dr. Brenda Casteleyn Met dank aan: Atheneum van Veurne, Leen Goyens (http://users.telenet.be/toelating)

Nadere informatie

Uitwerkingen Bio-organische Chemie Werkcollege 1. 1. Hoeveel protonen, neutronen en elektronen hebben de volgende elementen:

Uitwerkingen Bio-organische Chemie Werkcollege 1. 1. Hoeveel protonen, neutronen en elektronen hebben de volgende elementen: Uitwerkingen Bio-organische hemie Werkcollege 1 1. oeveel protonen, neutronen en elektronen hebben de volgende elementen: a. 39 K 19 c. 13 6 b. 32 S 16 d. 200 g 80 a. 19 protonen, 19 elektronen, 20 neutronen.

Nadere informatie

Stoffen, structuur en bindingen

Stoffen, structuur en bindingen Hoofdstuk 1: Stoffen, structuur en bindingen Scheikunde vwo 2011/2012 www.lyceo.nl Onderwerpen Scheikunde 2011 2012 Stoffen, structuur en binding Kenmerken van Reacties Zuren en base Redox Chemische technieken

Nadere informatie

IV. Chemische binding

IV. Chemische binding 1 IV. Chemische binding De covalente binding 2 De covalente binding 3 delen elektronen covalente binding A-B elektrostatische interactie tussen kernen/elektronen ongelijk delen elektronen covalente binding

Nadere informatie

IV. Chemische binding

IV. Chemische binding 1 IV. Chemische binding Waarom worden chemische bindingen gevormd? 2 zie ook Hoofdstuk 9 0 0 E = 0: kernen + elektronen; geen interactie/in rust QM atoommodel atomen gasfase C, H, H, H, H gasfase Energie

Nadere informatie

Fysische grondslagen radioprotectie deel 1. dhr. Rik Leyssen Fysicus Radiotherapie Limburgs Oncologisch Centrum

Fysische grondslagen radioprotectie deel 1. dhr. Rik Leyssen Fysicus Radiotherapie Limburgs Oncologisch Centrum Fysische grondslagen radioprotectie deel 1 dhr. Rik Leyssen Fysicus Radiotherapie Limburgs Oncologisch Centrum rik.leyssen@jessazh.be Fysische grondslagen radioprotectie Wat is straling? Radioactiviteit?

Nadere informatie

Deel: De samenstelling van atomen

Deel: De samenstelling van atomen Deel: De samenstelling van atomen In deze BZL zal je zelf ontdekken hoe een atoom is opgebouwd. Op het einde van deze BZL is het de bedoeling dat jullie de volgende begrippen kunnen verwoorden en toepassen:

Nadere informatie

Verbetering Chemie 1997 juli

Verbetering Chemie 1997 juli www. Verbetering Chemie 1997 juli Vraag 1 Reactievergelijking: Fe 2 O 3 + 2 Al Al 2 O 3 + 2 Fe Molaire massa s: Fe 2 O 3 : ( 2 x 55,9) + (3 x 16,0) = 159,8 g mol -1 Al: 27 g mol -1 Hoeveelheid stof: Fe

Nadere informatie

Voorstelling van moleculen en atomen in chemische symbolentaal

Voorstelling van moleculen en atomen in chemische symbolentaal Voorstelling van moleculen en atomen in chemische symbolentaal 1 Atoomsoorten of chemische elementen De verschillende soorten atomen worden elementen genoemd. Momenteel zijn er 116 chemische elementen

Nadere informatie

Oefenvragen Hoofdstuk 3 Bouwstenen van stoffen antwoorden

Oefenvragen Hoofdstuk 3 Bouwstenen van stoffen antwoorden Vraag 1 Geef het symbool van: Oefenvragen Hoofdstuk 3 Bouwstenen van stoffen antwoorden I. IJzer Fe Aluminium Al Koolstof C IV. Lood Pb V. Chloor Cl VI. Silicium Si Vraag 2 Geef de naam van de atoomsoort.

Nadere informatie

INTRODUCTIECURSUS BOUWCHEMIE HOOFDSTUK 1: INLEIDING MOLECULEN EN ATOMEN

INTRODUCTIECURSUS BOUWCHEMIE HOOFDSTUK 1: INLEIDING MOLECULEN EN ATOMEN INTRODUCTIECURSUS BOUWCHEMIE HOOFDSTUK 1: INLEIDING MOLECULEN EN ATOMEN 1 OVERZICHT 1. Zuivere stof, moleculen en atomen 1. Moleculeformules 2. Elementen 3. Atoomtheorie 4. Atoommassa 5. Moleculemassa

Nadere informatie

Scheikunde Chemie overal Week 1. Kelly van Helden

Scheikunde Chemie overal Week 1. Kelly van Helden Scheikunde Chemie overal Week 1 Kelly van Helden 1.1 Chemie om je heen Scheikunde is overal Scheiden of zuiveren van stoffen Veranderen van grondstoffen in bruikbare stoffen Drinkwater uit zeewater Poetsen

Nadere informatie

CHEMIELEERKRACHT VAN HET JAAR. Onderwerp: het periodiek systeem. Liesbeth Van Goethem

CHEMIELEERKRACHT VAN HET JAAR. Onderwerp: het periodiek systeem. Liesbeth Van Goethem CHEMIELEERKRACHT VAN HET JAAR Onderwerp: het periodiek systeem Liesbeth Van Goethem liesbeth.vangoethem@gmail.com Inhoud 1. Algemene gegevens... 2 2. Leerplandoelstellingen... 3 3. Beginsituatie... 3 4.

Nadere informatie

Exact Periode 7 Radioactiviteit Druk

Exact Periode 7 Radioactiviteit Druk Exact Periode 7 Radioactiviteit Druk Exact periode 7 Radioactiviteit Druk Exact Periode 7 2 Natuurlijke radioactiviteit Met natuurlijke radioactiviteit wordt bedoeld: radioactiviteit die niet kunstmatig

Nadere informatie

CHEMIE 1 Hoofdstuk 7 Chemische binding I. HOOFDSTUK 7: Chemische binding I

CHEMIE 1 Hoofdstuk 7 Chemische binding I. HOOFDSTUK 7: Chemische binding I HOOFDSTUK 7: Chemische binding I 1 7.1 DE IONENBINDING metaal M X niet-metaal lage IE e hoge EA kation M + X coulombische attractie: IONAIRE BINDING ionen anion 2 Vb. Li [He] 2s 1 F [He] 2s 2 2p 5 + e

Nadere informatie

Niet-metalen + metalen. Uit welk soort atomen is een ionbinding opgebouwd? Geef de chemische formule van gedemineraliseerd water.

Niet-metalen + metalen. Uit welk soort atomen is een ionbinding opgebouwd? Geef de chemische formule van gedemineraliseerd water. Uit welk soort atomen is een ionbinding opgebouwd? Niet-metalen + metalen. Geef de chemische formule van gedemineraliseerd water. H2O. Wat is de structuur van een metaalbinding? Metaalrooster. Geef een

Nadere informatie

1 Atoom- en kernfysica TS VRS-D/MR vj Mieke Blaauw

1 Atoom- en kernfysica TS VRS-D/MR vj Mieke Blaauw 1 Atoom- en kernfysica TS VRS-D/MR vj 2018 Mieke Blaauw 2 Atoom- en kernfysica TS VRS-D/MR vj 2018 1-3 Atoombouw en verval 4,5 Wisselwerking van straling met materie en afscherming 6-9 Röntgentoestellen,

Nadere informatie

Ar(C) = 12,0 u / 1 u = 12,0 Voor berekeningen ronden we de atoommassa s meestal eerst af tot op 1 decimaal. Voorbeelden. H 1,0 u 1,0.

Ar(C) = 12,0 u / 1 u = 12,0 Voor berekeningen ronden we de atoommassa s meestal eerst af tot op 1 decimaal. Voorbeelden. H 1,0 u 1,0. 5. Chemisch rekenen 1. Atoommassa De SI-eenheid van massa is het kilogram (kg). De massa-eenheid die we voor atomen gebruiken is u (unit). 1 27 1 u 1,66 10 kg m 6 C-nuclide m(h) = 1,0 u m(o) = 16,0 u m(c)

Nadere informatie

6 Het atoommodel van Bohr. banner. CC Naamsvermelding-GelijkDelen 3.0 Nederland licentie. https://maken.wikiwijs.nl/51935

6 Het atoommodel van Bohr. banner. CC Naamsvermelding-GelijkDelen 3.0 Nederland licentie. https://maken.wikiwijs.nl/51935 banner Auteur Laatst gewijzigd Licentie Webadres Its Academy 08 mei 2015 CC Naamsvermelding-GelijkDelen 3.0 Nederland licentie https://maken.wikiwijs.nl/51935 Dit lesmateriaal is gemaakt met Wikiwijs van

Nadere informatie

Tentamen Inleiding Quantumchemie (MST1171)

Tentamen Inleiding Quantumchemie (MST1171) Datum: 3 April 7 Tentamen Inleiding Quantumchemie (MST1171) *** Schrijf duidelijk je naam, je Leidse studienummer en studierichting op je antwoordblad *** *** Het tentamen bestaat uit vijf opgaven. Maak

Nadere informatie

Hoofdstuk 6: Moleculen en Atomen 6.1) (1) Moleculen ( ( 6.1) Atomen ( ( 6.2) Rekenen aan reacties ( ( 6.3) Molecuulformules ( (

Hoofdstuk 6: Moleculen en Atomen 6.1) (1) Moleculen ( ( 6.1) Atomen ( ( 6.2) Rekenen aan reacties ( ( 6.3) Molecuulformules ( ( oofdstuk 6: Moleculen en Atomen Onderwerpen: Moleculen ( ( 6.1) Atomen ( ( 6.2) Rekenen aan reacties ( ( 6.3) 6.4) Reactievergelijkingen ( ( 6.5) Moleculen ( ( 6.1) (1) Uitleggen hoe is afgeleid dat moleculen

Nadere informatie

Inleiding stralingsfysica

Inleiding stralingsfysica Inleiding stralingsfysica Historie 1896: Henri Becquerel ontdekt het verschijnsel radioactiviteit 1895: Wilhelm Conrad Röntgen ontdekt Röntgenstraling RadioNucliden: Inleiding Stralingsfysica 1 Wat maakt

Nadere informatie

De correcte bewering aankruisen: WAAR FOUT

De correcte bewering aankruisen: WAAR FOUT Warmte en straling De correcte bewering aankruisen: WAAR FOUT - Lichtgolven noemt men ook wel elektromagnetische golven. - Het zichtbaar lichtspectrum is een klein onderdeel van het E.M -spectrum - Rood

Nadere informatie

Fluorescentie. dr. Th. W. Kool, N.G. Schultheiss

Fluorescentie. dr. Th. W. Kool, N.G. Schultheiss 1 Fluorescentie dr. Th. W. Kool, N.G. Schultheiss 1 Inleiding Deze module volgt op de module de Broglie. Het detecteren van kosmische straling in onze ski-boxen geschiedt met behulp van het organische

Nadere informatie

Toets HAVO 4 Chemie Hfdst. 2 Schatkamer aarde

Toets HAVO 4 Chemie Hfdst. 2 Schatkamer aarde Toets HAVO 4 Chemie Hfdst. 2 Schatkamer aarde Opgave 1 Op het etiket van een pot pindakaas staat als een van de ingrediënten magnesium genoemd. Scheikundig is dit niet juist. Pindakaas bevat geen magnesium

Nadere informatie

De Broglie. N.G. Schultheiss

De Broglie. N.G. Schultheiss De Broglie N.G. Schultheiss Inleiding Deze module volgt op de module Detecteren en gaat vooraf aan de module Fluorescentie. In deze module wordt de kleur van het geabsorbeerd of geëmitteerd licht gekoppeld

Nadere informatie

Hoeveel straling krijg ik eigenlijk? Prof. dr. ir. Wim Deferme

Hoeveel straling krijg ik eigenlijk? Prof. dr. ir. Wim Deferme Hoeveel straling krijg ik eigenlijk? Prof. dr. ir. Wim Deferme 2 Geschiedenis -500 vcr.: ατοµοσ ( atomos ) bij de Grieken (Democritos) 1803: verhandeling van Dalton over atomen 1869: voorstelling van 92

Nadere informatie

Alfastraling bestaat uit positieve heliumkernen (2 protonen en 2 neutronen) met veel energie. Wordt gestopt door een blad papier.

Alfastraling bestaat uit positieve heliumkernen (2 protonen en 2 neutronen) met veel energie. Wordt gestopt door een blad papier. Alfa -, bèta - en gammastraling Al in 1899 onderscheidde Ernest Rutherford bij de uraniumstraling "minstens twee" soorten: één die makkelijk wordt geabsorbeerd, voor het gemak de 'alfastraling' genoemd,

Nadere informatie

WATER. Krachten tussen deeltjes. Intramoleculaire en intermoleculaire krachten

WATER. Krachten tussen deeltjes. Intramoleculaire en intermoleculaire krachten WATER Krachten tussen deeltjes Intramoleculaire en intermoleculaire krachten Intramoleculaire en intermoleculaire krachten De atomen in een molecuul blijven samen door intramoleculaire krachten (atoombinding)

Nadere informatie

H7+8 kort les.notebook June 05, 2018

H7+8 kort les.notebook June 05, 2018 H78 kort les.notebook June 05, 2018 Hoofdstuk 7 en Materie We gaan eens goed naar die stoffen kijken. We gaan steeds een niveau dieper. Stoffen bijv. limonade (mengsel) Hoofdstuk 8 Straling Moleculen water

Nadere informatie

Herkansing Toets T1 en T2 AAC. 08 november 2013

Herkansing Toets T1 en T2 AAC. 08 november 2013 Herkansing Toets T1 en T2 AAC 08 november 2013 Naam: Studentnummer Universiteit Leiden: Dit is de enige originele versie van jouw tentamen. Het bevat dit voorblad, enkele pagina s met informatie en vervolgens

Nadere informatie

GEEF STERRENKUNDE DE RUIMTE! SPECTROSCOPISCH ONDERZOEK VAN STERLICHT INTRODUCTIE

GEEF STERRENKUNDE DE RUIMTE! SPECTROSCOPISCH ONDERZOEK VAN STERLICHT INTRODUCTIE LESBRIEF GEEF STERRENKUNDE DE RUIMTE! Deze NOVAlab-oefening gaat over spectroscopisch onderzoek van sterlicht. Het is een vervolg op de lesbrief Onderzoek de Zon. De oefening is bedoeld voor de bovenbouw

Nadere informatie