Anorganische Chemie
1. Hoofdstuk 1: Inleiding Anorganische Chemie
Anorganisch chemie is de scheikunde van het niet-levende materiaal. De eerste toepassingen hiervan
waren bij goud en koper die blinken door hun metallisch karakter.
Evolutie:
v.C.
Goud reageert amper met elementen uit de omgeving => reactiviteit is afhankelijk van de grootte
Koper: Cu2CO3(OH)2 kan bereikt worden zonder te hoge T te gebruiken terwijl bij Fe wel hoge T nodig
zijn. CuSn (= brons) koper gaat normaal niet lang mee ,maar wanneer we Sn toevoegen wordt het
rooster versterkt => metaal wordt veel sterker.
Ijzer is moeilijk reduceerbaar, maar makkelijk oxideerbaar. Fe beschikt wel over zeer goede
eigenschappen.
n.C.
Chemische reacties en operaties zoals distillatie, sublimatie en kristallisatie.
Beschrijving van gemeenschappelijke zouten => vorming uit zuren en basen
Vorming van de fundamentele periodieke tabel uit:
- Kwantitatieve studies van chemische reacties en
eigenschappen van gassen
- Nauwkeurige bepaling van atomaire en moleculaire
gewichten
Eind 18e eeuw: concepten atomen en moleculen
Beging 20e eeuw: productie van ammoniak, natriumhydroxide, waterstofsulfaat …
De productie van ammoniak is zeer belangrijk omdat: het gebruikt wordt als koelmiddel en als
stikstofbron.
=> Haber proces: N2 + 3H2 → 2 NH3
mbv: Katalysatoren, een T 400-550°C en p = 102-103 atm => opbrengt van 15%
Werner en Jørgenson: coördinatiechemie + ontdekking organometaalverbindingen
Na 2 WO: ligandveldtheorie + kristalveldtheorie
Zieler en Natta: organometaalverbindingen door de katalyse van de polymerisatie van ethyleen. De
ontdekking van andere katalysatoren leidde tot de organometaalchemie: zeer ongezond, geweldige
katalysatoren, wel zeer slecht voor het milieu => willen tegenwoordig vanaf geraken
Tegenwoordig: bio-anorganische chemie
1.1. Eigenschappen van meer dan 100 elementen
Relatieve metalen (Vb. Na) Edelmetalen (Vb. Au)
Agressieve oxidatoren (Vb. F2) Inerte gassen (Vb. Edelgassen)
Ionaire stoffen → covalente verbindingen → Metamen
Grote variëteit aan verbindingen wat niet zo is in de orgnaisch chemie
1
,1.1.1. Anorganische verbindingen Vs. Organische verbindingen
- Beide hebben enkelvoudige, dubbele of drievoudige bindingen. Maar in de orgnaische chemie
=> max 3 voudige binding terwijl in de anorganische chemie ook 4 voudige bindingen bestaan.
Bij C gebruikt men de s en p orbitalen metaalionen de d-orbitalen
- Coördinatiegetallen
Organische chemie max 4 anorganische chemie heeft hogere coördinatiegetallen mog
Vb. SF6 (Zwavelhexafluoride)
=> Octaedrische omringing (Coörd = 6)
- Coördinatiegeometriën
Viervoudig gecoördineerd C → tetrahedraal (109,5°)
- H-atomen
Waterstof kan gebruikt worden als ‘lijm’ => brugatoom (net zoals een alkylgroep)
- Arromatische ringen
𝜎 bindingen + gebruik van π orbitalen
De positieve ladingen op Fe2+ bijvoorbeeld kunnen gedolkaliseerd worden over de arromatische
ringen => stabilisatie door het mesomeer effect
- Ongewone rol van C
Meer dan 4 bindingen, de energie van het d-orbitaal van
C komt ongeveer overeen met energie van d-orbitaal
van Fe
1.1.2. Geen duidelijk verschil tussen de verschillende takken van de chemie
2
, 2. Hoofdstuk 2: Atomaire structuur
2.1. Inleiding
De voorkomigsgraad van elementen is verschillend => grote variantie. De meest voorkomende
elementen komen uit de aarde of het universum (H en He).
Deuterium (D) is een waterstofatoom + 1 neutron => andere atoommassa Z
Ijzer is een zeer voorkomend element, reden: alle lichtere elementen dan ijzer gaan fuseren tot ijzer,
alle zwaardere elemente gaan fisserenn tot ijzer omdat ijzer de stabielste kern is.
De periodieke tabel: de synthese van regelmatig terugkerende patronen in chemische en fysische
eigennschappen → periodieke variantie in de elektronische structuren van atomen
2.2. Elektronenverdelinng van de elementen
2.2.1. Waterstofachtige atomen
1-elektron systemen: exacte Schrödinger vergelijking
Vb. H, He+, Li2+ …
Een elektron is deeltje ~ golf (golf-deeltjedualiteit)
De Schrödinger vergelijking kan opgelost worden als er 1 elektron aanwezig is, wanneer er meerdere
aanwezig zijn kan deze niet volledig opgelost worden.
De golffunctie 𝜓nlm : kunnen wel meer elektronfuncties opgelost worden door optelling (superpositie
omdat sin en cos). Deze golffunctie wordt bekomen door het exact oplossen van de
Schrödingervergelijing voor waterstofachtige atomen.
𝜓nlm = R(r) 𝜃(⊖) 𝜙(∅) => beschreven in sferische coörd, waarbij de hoekfuncties (𝜃
en 𝜙) de evolutie berschrijgen in verschillende richtingen
𝜓nlm = Rnl(r) Ylm(⊖,∅) => geeft een idee over de elektron verdeling rond de kern
Met R => Radiale golffunctie
Met Y => angulaire of hoekfunctie
Kwantumgetallen: gekanwtiseerde eigenschappen van het electron
- n → gekwantiseerde energie
- l → gekwantiseerde hoekmoment
- m → gekwantiseerde z-component van het hoekmoment
Orbitalen: gebieden rond de kern waarin elektronen zich kunnen bevinden
4 kwantumgetallen:
- Hoofdkwantumgetal n
Het hoofdkwantumgetal n bespreekt de toegestane energie:
Bij E1 = Rydberg cte = 13,6 eV
3
, Bij E2 =. 13,6eV / 22
Bij E3 …
Ook bij meer elektron atomen zijn de elektronen van belang
=> gebruik van regel van Klechkowski ~aufbau principle
E ~ 1/ (n+l)2 met n≠l
- Nevenkwantumgetal l
Het nevenkwantumgetal l bepaald de ruimtelijke structuur (orbitaal vorm) doordat het een
gekwantiseerd hoekmoment is. De verschillende types orbitalen worden aangeduid door de letters s, p,
d, f, g… respectievelijk overeenkomend met l = 0,1,2,3,4, …
Het aantal equivalente manieren volgens dewelke orbitalen in de ruimte georiënteerd worden is 2l + 1.
In de afwezigheid van een magnetisch of elektrisch veld => ontaarde oriëntaties ~ identieke energie
l = n – 1 = 0, 1, 2 …
- Magnetisch kwantumgetal ml: geeft de oriëntatie van de orbitalen weer doordat het een
gekwantiseerd Z-component is => hoekmoment
ml = l – 1 = - l, -l + 1, 0, …
- Spinkwantumgetal ms: elk orbitaal kan 2 elektronen bezitten => spin
ms = + ½ en – ½
2 elektronen op dezelfde plaats => repulsie tot oneindig maar door ≠ spin kunnen ze op dezelfde plaats
bestaan. => moeten dan beschreven worden via de golffunctie, omdat golven opgeteld kunnen worden
(combinatie golf + deeltje).
Voor waterstofachtige atomen geld dat hoe lager de waarde van n, hoe stabieler het orbitaal is.
4
