HOOFDSTUK 1: ELEKTRONISCHE STRUCTUUR EN BINDINGEN
ACIDITEIT & BASICITEIT
1.1 Structuur van een atoom
• Kern
• Atoomnummer
• Massagetal
• Isotopen
• Atoommassa
• Moleculaire massa
1.2 Elektronendistributie in een atoom
• Kwantummechanica: beweging van é rond kern karakteriseren, golfvergelijking
• Orbitalen: energie/ ruimte waar é te vinden, golffunctie
• Gedegenereerde orbitalen: dezelfde energie
• Elektronenconfiguratie: verdeling é over verschillende orbitalen
- Aufbauprincipe: eerst orbitalen met laagste E-inhoud gevuld
- Exclusieprincipe van Pauli: per orbitaal 2 é met tegengestelde spin
- Regel van Hund: eerst spin up in de verschillende orbitalen met dezelfde E dan spin
down
1.3 Ionbinding & covalente binding
• Lewis theorie: é afgeven/ opnemen/ delen → gevulde buitenste schil
o É afgeven: metalen, elektropositief = kationen
o É opnemen: niet-metalen, elektronegatief = anionen
• Ionbinding: overdracht é metaal <-> niet-metaal / kristalstructuur = ionrooster/
aantrekking tegengestelde ladingen
• Covalente binding: delen van é
o Apolair → gelijk gedeelde é
o Polair → verschillende EN-waarde gedeelde é → +/- kant → dipoolmoment
o EN-waarde: maat om bindings é naar zich toe te trekken, hoe groter verschil →
hoe grotere polariteit
• Elektrostatische potentiaalmappen: modellen die aangeven hoe é verdeeld zijn in molecule
o Rood: hoge é densiteit, meest negatieve elektrostatische potentiaal
o Blauw: lage é densiteit, meest positieve elektrostatische potentiaal
o Geel: é mooi verdeeld
1.4 Voorstelling structuren
• Lewis structuren: vrije é paren/ bindings é
• Kékuléstructuur: bindings é
• Formele lading
,Te kennen structuren
1.5 Atoomorbitalen
• 90% zekerheid → onzekerheidsprincipe van Heisenberg
• 1s: overal é vinden in bol
• 2s: 0% zekerheid é vinden in radiale knoop
• P-orbitaal: haltervorm met knoopvlak waar 0% zekerheid is é daar te vinden
• 3 gedegenereerde p-orbitale: px, py, pz
1.6 De moleculaire orbitaal theorie (MO)
• Vorming covalente binding: combinatie atoomorbitalen (AO) → vorming molecuulorbitalen
• Sigma-binding: overlap 2s-orbitalen
• Overlap AO → vrijkomen E → potentiële E
daalt
• Groter overlap→ meer E vrij→ meer
stabiel → afstoten + kernladingen
• Bindingsdissociatie-E = vrijgekomen E =
bindingssterkte
• Bindingslengte: minimum afstand waar je
E- winst hebt door het vormen van die binding →
maat voor sterkte binding
• Verbreken van binding → E nodig
• Combinatie AO → 2 MO
o Constructief: sigma bindend molecuul orbitaal → lagere E dan AO → stabiliserend
o Destructief: sigma* anti-bindend molecuul orbitaal → hogere E dan AO →
destabiliserend
,• 1s
• 2s
o Axiale overlapping: sigma-binding (*)
o Zijdelingse overlapping: pi-binding (*)
• Sterkte sigma- binding > pi- binding
• Overlap axiaal > overlap zijdelings
• Sigma- bindend MO meer stabiel dan pi-
bindend MO
• Anti- bindend
➢ Subactieve manier
➢ Hoge E
➢ Knoopvlak tussen kernen
o Bindend
➢ Additieve manier
➢ Lager E
➢ Geen knoopvlak tussen kernen
o VSEPR: valentieschaal elektronenpaar repulsietheorie
➢ Lewistheorie
➢ Atoomorbitalen
➢ Minimalisatie van de elektronenrepulsie
1.7 Vorming van enkelvoudige bindingen in organische verbindingen
• Methaan CH4
o 4 identieke C-H bindingen
o C- atoom: 4 valentie é → promotie → 4 ongepaarde é → 4 covalente bindingen
, o Hybridisatie: verschillende AO gecombineerd tot nieuwe identieke hybride orbitalen (
stabieler dan p en minder stabiel dan s) → effectieve overlap met E-winst
o Tetraëdrale bindingshoek: 109,5° → 4 sp3 orbitalen van C-atoom elke overlappen met een
1s van de 4 H-atomen
o 4 sp3-orbitalen zover mogelijk uit elkaar → toppen van tetraëder
• Ethaan C2H6
o Enkelvoudige bindingen → sigma-bindingen
o 6 sp3-s overlappingen→ C-H
o 1 sp3-sp3 overlappingen → C-C
1.8 Vorming van dubbele bindingen
• Etheen
o Dubbele binding
o Trigonaal planair → sp2-hybridisatie: 2s, 2px,
2py vormen 3 sp2- orbitalen in vlak (sigma-
bindingen) + loodrecht op vlak: pz-orbitaal
(pi-binding)
1.9 Vorming van drievoudige bindingen
• Ethyn
o Drievoudige binding
o Sp-hybridisatie: 2s met 2p -orbitaal vormen 2sp-orbitalen (sigma-binding), 2p -orbitalen
(niet-gehybridiseerde orbitalen) over die loodrecht op elkaar en bindingsas (pi-binding)
1.10 Bindingen in het methylkation, het methylradicaal en het methylanion
• Methylkation
o Start met methaan → 4sp3 orbitalen
o H-atoom met é-paar wegnemen → andere é meer plaats
o Verandering structuur
o C-atoom heeft 3 bindingen volgens sp2-s overlap
o é- deficiëntie
o Boven/ onder leeg p-orbitaal
o Elektrostatische potentiaalmappen: vlak & blauw
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur studentvhjaar. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €105,39. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
