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Samenvatting Chemische bindingen $8.20
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Samenvatting Chemische bindingen
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  • Chemistry

Het is een samenvatting gebaseerd op de molecuulbouw. Een groot gedeelte van de chemie bestudeert het maken van moleculen en de interacties tussen atomen, moleculen en clusters van atomen en moleculen. In deze samenvatting wordt er gekeken hoe atomen zijn opgedeeld en hoe ze opgebouwd kunnen worden.

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Dokument Information

  • Nein
  • 5.7 t/m 5.13, 7.1 t/m 7.10, 8.1 t/m 8.7
  • 11. november 2020
  • 13
  • 2017/2018
  • Zusammenfassung

Themen

  • orbitalen
  • kwantumnummers
  • pauli prinicpe
  • covalente binding
  • type bindingen
  • valentie elektronen
  • valentie bindingstheorie

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Chemische bindingen (5.7 t/m 5.13, 7.1 t/m 7.10, 8.1 t/m 8.7)
Hoofdstuk 5. Priodicity and the electronicx structure of atoms
Week 1: paragraaf 5.7+5.8
Het Schrödinger’s kwantummechanische model bestaat uit een orbitaal en
kwantumnummers.
Golfvergelijking (orbitaal) ψ
Een golfvergelijking wordt beschreven in 3
parameters, oftewel kwantumnummers:
 n: hoofd kwantumgetal: grootte en energie
Grootte en vorm van een atoomorbitaal
afhankelijk van golffunctie.
Hoofdkwantumgetal (n) bepaalt
energieniveau. Als de waarde van n
toeneemt, neemt het aantal toegestane
orbitalen ook toe en de grootte van die
orbitalen ook, hierdoor bevindt een
elektron zich verder van de kern af. Hoe verder een elektron zich van de kern bevindt
hoe meer energie de elektron nodig heeft.
- Maximaal 2n2 elektronen per schil


 l: neven kwantumgetal: vorm
Nevenkwantumgetal (l) bepaalt vorm (en energie)
l= 0  s atoomorbitaal
l= 1  p atoomorbitaal
l= 2  d atoomorbitaal
l= 3  f atoomorbitaal
l= 4 g atoomorbitaal

Voorbeeld: als n=3 dan is l= 0, 1 of 2
Als l= 2 dan is het een 3d orbitaal.

 Ml: magnetisch kwantumgetal: draairichting van elektronen
l= 0 ml= 0 s atoomorbitaal
l= 1 ml= -1, 0 , +1 p atoomorbitaal (px, py, pz)
l= 2 ml -2, -1, 0 +1, +2 d atoomorbitaal (dxy, dyz, dxz, dx2-y2, dz2)

 Ms : spinkwantumgetal
+1/2
-1/2
Kwantumgetallen:
- n
- l= n-1
- ml= -l,…,0,…, l
- ms= -0,5, 0,5
2
2xn elektronen per schil

, Week 2: paragraaf 5.9 t/m 5.13
Pauli: elektronen in een atoom mogen geen vier dezelfde kwantumgetallen hebben (n, l, m l
of ms moet één anders zijn).

Energieniveau orbitalen: verschil in energie afhankelijk van elektronvulling van de lagere
orbitalen
- hydrogen
- multielectron atoms
Effectieve kernlading (Zeff = Zactual – elektronen afscherming)
Een s-orbitaal zit dichter bij de kern dan een f-orbitaal, hierdoor is de aantrekkingskracht van
de s-orbitaal sterker dan bij een f-orbitaal. De s-orbitaal heeft wel minder energie dan een f-
orbitaal.
- Gemiddelde afstand tussen kern (positief) en
elektron (negatief)
- Afscherming door dichter bij de kern liggende,
gevulde orbitalen
invloed van n:
Met grotere n gemiddelde afstand tussen elektron (negatief) en kern (positief).
Lagere n schermt kern af bij hogere n.
Als de n groter wordt is er minder energiewinst.

Invloed van l:
Hogere l, gemiddeld grotere afstand tussen elektron en de kern.

Regels van het Aufbau principe:
1. Eerst lagere energie levels vullen voor hogere energie levels.
2. Een orbitaal kan twee elektronen houden met verschillende spins.
3. Als twee of meer degeneratie orbitalen beschikbaar zijn, dan gaat eerst overal een
elektron in en dan wordt het bij gevuld. (degeneratie orbitalen= orbitalen met
dezelfde energie level).

Regel van Hund:
Indien orbitalen gelijke energieniveaus bezitten (bijv. de drie p orbitalen) dan verdelen de
elektronen zich daarover (met dezelfde spin).

5s __
4p __ __ __
3d __ __ __ __ __
4s __
3p __ __ __
3s __
2p __ __ __
2s __
1s __

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