scheikunde samenvatting hfdst 12 en 13 vwo 5 chemie overal
2 vues 0 achat
Cours
Scheikunde
Type
VWO / Gymnasium
Een uitgebreide samenvatting met plaatjes en uitgelegde begrippen van hoofdstuk 12 en 13 uit chemie overal van vwo 5. De reactiemechanismen worden handig uitgelegd aan de hand van plaatjes en stappenplannen. Het is een overzichtelijke en duidelijke samenvatting.
SAMENVATTING SCHEIKUNDE HOOFDSTUK 12
§12.1: Lewisstructuren
Volgens de octetregel vormen atomen bindingen met elkaar, zodat ze een
edelgas-configuratie krijgen, wat inhoudt dat elk atoom acht valentie-
elektronen heeft. Met behulp van de octetregel kun je onder andere voorspellen
hoeveel bindingen niet-metaalatomen aangaan. De hoeveelheid atoombindingen
die een atoom kan maken, heet de covalentie. Als je in de structuurformule van
een molecuul alle valentie-elektronen tekent, krijg je de lewisstructuur. De
elektronen komen in tweetallen voor, dit heet een elektronenpaar. Het
gemeenschappelijk elektronenpaar van een atoombinding heeft het bindend
elektronenpaar. Alle overige valentie-elektronen heten de niet-bindende of vrije
elektronenparen. Volgens de octetregel moet elk atoom vier elektronenparen om
zich heen hebben.
Stappenplan lewisstructuur opstellen:
1. Teken de structuurformule waarbij je zo veel mogelijk rekening houdt met de
covalentie.
2. Zoek in Binas tabel 99 op hoeveel valentie-elektronen elk atoom heeft en hoeveel
er nodig zijn voor een octet.
3. Bepaal hoeveel valentie-elektronen zijn gebruikt in de bindende elektronenparen
en hoeveel valentie-elektronen over zijn.
4. Bereken het aantal vrije elektronenparen en geef de lewisstructuur van het
molecuul.
Bij sommige gevallen kan bij een centraal P- of S-atoom het aantal omringende
elektronen groter zijn dan acht. Je spreekt dan van een uitgebreid octet. De
octetregel berust op het feit dat de edelgasconfiguratie een zeer stabiele
elektronenconfiguratie is. Een radicaal is een deeltje waarbij niet alle elektronen in
paren voorkomen, maar er een ongepaard elektron voorkomt op een van de
atomen. Door het ongepaarde elektron voldoet een radicaal niet aan de octetregel.
Hierdoor reageert het snel met andere atomen, moleculen of radicalen om zo
alsnog aan de octetregel te voldoen. Bij het opstellen van de lewisstructuur van een
ion moet je vanaf stap 2 rekening houden met de lading van het ion. Bij ionen is er
sprake an meer of minder elektronen dan je op basis van Binas tabel 99 bepaalt. In
een lewisstructuur blijken bij een atoom soms meer elektronen voor te komen dan
het oorspronkelijke aantal valentie-elektronen. Hierdoor krijgt het atoom een lading,
deze noem je de formele lading. Met het aantal elektronen bij een atoom
bedoelen we het aantal elektronen in vrije elektronenparen plus een elektron voor
elk bindend elektronenpaar rond dat atoom. De formele lading geef je aan met een
omcirkeld (-)teken. In een samengesteld ion is de som van de formele ladingen
gelijk aan de totale lading van het ion.
Voorbeeld opstellen lewisstructuur:
Stel de lewisstructuur op van het carbonaation (CO32-).
1. De covalentie van koolstof is 4 en van zuurstof 2. Niet alle zuurstofatomen
kunnen echter dubbelgebonden zijn, want dan voldoet koolstof niet meer aan
de octetregel. Ook bij samengestelde ionen maak je het centrale atoom als
eerste met de octetregel kloppend.
2. Het aantal valentie-elektronen staat hieronder.
atoom valentie- nodig voor aantal bindingen
elektronen octet
O enkelgebonden 6 2 1
, O dubbelgebonden 6 2 2
C 4 4 4
lading 2 extra
3. Het koolstofatoom heeft vier valentie-elektronen in vier bindende
elektronenparen gebruikt. Het voldoet aan de octetregel. Bij het dubbelgebonden
O-atoom zijn twee valentie-elektronen in de bindende elektronenparen gebruikt.
Er zijn dus 6 – 2 = 4 valentie-elektronen over. Bij de beide andere O-atomen is
één valentie-elektron in het bindende elektronenpaar gebruikt. Er zijn dus 6 – 1 =
5 valentie-elektronen over.
4. Bij het dubbelgebonden O-atoom zijn vier valentie-elektronen over. Dat
zijn 4 : 2 = 2 vrije elektronenparen. Bij de enkelgebonden O-atomen
zijn dat 5 : 2 = 2,5 vrije elektronenparen. Deze atomen krijgen echter
vanwege de 2- lading van het ion beide een elektron extra. Elk O-atoom
heeft dan drie vrije elektronenparen.
§12.2: VSEPR-theorie
Bij sommige atoombindingen bevindt het bindende elektronenpaar zich dichter bij het
ene dan bij het andere atoom. Dit treedt op wanneer er een verschil is in
aantrekkings-kracht op het elektronenpaar. Hoe groter het verschil in
elektronegativiteit, hoe dichter het elektronenpaar verschuift naar het atoom met de
hoogste elektronegativiteit. De binding is dan een polaire atoombinding en de
kleine lading die de atomen hebben is de partiële lading. De aantrekkingskracht
tussen moleculen heet de vanderwaalskracht. Door de vanderwaalskracht ontstaat
een vanderwaalsbinding, waarbij de sterkte toeneemt bij een hogere
molecuulmassa. Tussen moleculen die OH- en/of NH-groepen bevatten treedt er naast
de vanderwaalsbinding ook een waterstofbrug op. De atoombinding in NH- of OH-
groepen is een sterk polaire atoombinding, waarbij het N- of O-atoom een partiële
negatieve lading krijgt en oefent hierdoor een aantrekkingskracht uit op een H-atoom
van het andere molecuul.
De ruimtelijke bouw van moleculen kun je voorspellen met behulp van de
lewisstructuur. Je maakt dan gebruik van het feit dat zowel bindende als vrije
elektronenparen elkaar afstoten en dus zo ver mogelijk van elkaar af zitten. Deze
methode heet VSEPR. Met de VSEPR-methode voorspel je de bouw van een molecuul
door het omringingsgetal van het centrale atoom te bepalen. Het omringingsgetal is
de som van het aantal atomen dat direct aan het centrale atoom is gebonden en het
aantal vrije elektronenparen van het atoom. Het centrale atoom is stikstof van
ammoniak (NH3). Aan dit atoom zijn drie waterstofatomen gebonden en
het heeft een vrij elektronenpaar. Het omringingsgetal is dus 4. De manier
om vier elektronenparen zo ver mogelijk uit elkaar te houden is een
tetraëdische structuur met bindingshoeken van ongeveer 190. De
werkelijke bindingshoek van ammoniak is 106,7. Deze afwijking ontstaat
doordat de vier elektronenparen niet gelijkwaardig zijn: vrije
elektronenparen veroorzaken kennelijk een grotere afstoting dan bindende
elektronenparen. Moleculen die partiële ladingen bevatten en die een duidelijke
positieve en negatieve kant hebben zijn dipoolmoleculen (dipolen). De moleculen die
dipolen zijn, kunnen een dipool-dipoolbinding aangaan. De aanwezigheid van deze
binding verhoogt de oplosbaarheid. Bij het omringingsgetal 2 hoort de molecuulbouw
lineair en bij 3 hoort plat vlak.
§12.3: Mesomerie
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 demilut14. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €9,63. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
