Chemie
1 ATOOMSTRUCTUUR EN PERIODIEKE RELATIES
1.1 Samenstelling en eigenschappen van een atoom
1.1.1 Verdeling en voorstelling
atoom kern protonen en neutronen
elektronenwolk elektronen
locatie lading massa
Q (C) relatief m (kg) relatief
elektron e- rond kern - e = -1,60 ∙ 10-19 C -1 9,1094 ∙ 10-31 0
proton p+ kern e = 1,60 ∙ 10-19 C 1 1,6726 ∙ 10-27 1
neutron n0 kern 0 0 1,6749 ∙ 10-27 1
# !
"X A = nucleonental = massagetal = atoommassa = kernmassa (p+ + n0)
Z = protonental = atoomnummer = kernlading (p+ = e-)
C = ladingsgetal
1.1.2 isotopen
Isotopen hebben eenzelfde aantal p+ en e- (zelfde plaats in PSE) maar een verschillendaantal n0 ( %$He en &$He)
® zelfde chemische eigenschappen (elektronen), verschillende fysische eigenschappen (massa)
® zelfde brutoformule, verschillende structuurformule
de isotopenabundantie van een element is het procentueel aantal natuurlijk voorkomen van verschillende isotopen
1.1.3 Elektronenstructuur
elektron minder energie = stabieler = dichter bij kern in energieniveaus = schillen (7: K → Q = 1 → 7)
de elektronenconfiguratie geeft de positie en de energie-inhoud weer van alle elektronen in een atoom
a.d.h.v. 4 kwantumgetallen: geven de locatie per elektron, en de energie
hoofdkwantumgetal n energieniveau = hoe ver van de kern = schilnummer 1→7
nevenkwantumgetal 𝑙 vorm orbitaal = plaats waar de grootste kans is een elektron aan geheel getal tussen 0 en n - 1
(subschil) te treffen = s, p, d, f = 0, 1, 2, 3
magnetisch m bepaalt oriëntatie van orbitaal in een magnetisch veld geheel getal tussen −𝑙 en 𝑙
kwantumgetal (Voor l = 2: -1, 0, 1 = x, y, z)
spinkwantumgetal s rotatie elektronen: draaien rond eigen as met wijzerszin (spin ' '
+ $ of − $
' '
down - $) of tegenwijzerszin (spin up $) rechterhandregel
per schil max 2n2 elektronen (max 32): verdeling van elektronen over subniveaus (altijd zo dicht
mogelijk tegen kern = minimale energie)
↓ REGEL SOMMERFELD HIEROP GEBASEERD →
Max 4 subniveaus en elk niveau kan max aantal elektronen (exponent) s2 p6 d10 f14
per subniveau max 7 magnetische niveaus s: 1, p: 3, d: 5, f: 7 (met max 2 elektronen)
verbodsregel van Pauli: elk elektron verschilt van een ander binnen eenzelfde atoom door
hoofdniveau, subniveau, magnetisch niveau of spin.
® 2 elektronen in eenzelfde orbitaal hebben altijd een tegengestelde spin.
® max 2 elektronen per orbitaal (stel met 2 dan doublet (gepaarde elektronen))
regel van Hund: zoveel mogelijk ongepaarde elektronen van zelfde spin in orbitaal van zelfde energieniveau (Coulomb-repulsie >
spinattractie)
tijdens opvullen: (Ar) 4s2 3d3 KLAAR (Ar) 3d3 4s2 = volgorde toenemende energie (= volgens n en l)
Bij mono-atomische ionen (ionisatie = wegnemen elektron): wegnemen laatste e- na plaatsen in volgorde toenemende energie
Stabiliteitsregels
- Streven naar edelgasconfiguratie (doublet s2 of octet s2p6)
- Streven naar volledig bezet niveau (bijv. 4d10 i.p.v. 5s2 4d8)
- Streven naar half bezet niveau (bijv. 4s1 3d5 i.p.v. 4s2 3d4)
Einw (2 H) > Einw (H2) -> stabielere elektronenconfiguratie = minder inwendige E
1
,ATOOM-ORBITALEN
× s-orbitaal: bolvormig
× p-orbitaal: haltervormig
× d- en f-orbitalen: complexere vorm
1.1.4 PSE
horizontaal = periode = aantal bezette schillen
verticaal = groep = aantal valentie-elektronen (enkel bij HG) hoofdgroepen a (-s en p-orbitalen)
nevengroepen b (d-orbitalen) = transitie-elementen
aardalkalimetalen
zuurstofgroep
koolstofgroep
aardmetalen/
alkalimetalen
stikstofgroep
edelgassen
boorgroep
halogenen
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Ia IIa IIIb IVb Vb VIb VIIb VIIIb Ib IIb IIIa IVa Va VIa VIIa 0
lanthaniden (f-orbitalen)
actiniden (f-orbitalen)
blauw = metalen = elektronen afstaan
nemen toe voor zelfde groep van ↓ en voor een zelfde periode ←
rest = niet-metalen = elektronen opnemen
nemen toe voor zelfde groep van ↑ en voor eenzelfde periode →
overgang metaal → niet-metaal is gradueel DUS elementen met
overgangskarakter = metaal en niet-metaal = metaalachtigen = aan
scheidingslijn (Al)
atoomstraal voor zelfde groep neemt toe ↓ (meer schillen)
voor zelfde periode bij hoofdgroepen neemt toe ← (minder kerndeeltjes = meer uitzetting e-)
bij nevengroepen constant
ionstraal straal kation (positief) < neutrale versie < anion (negatief)
voor zelfde groep neemt toe ↓ (meer schillen)
voor zelfde periode bij hoofdgroepen neemt toe ← (minder kerndeeltjes = meer uitzetting e-)
bij nevengroepen constant
1.2 Tips
× ongepaarde elektronen ≠ valentie-elektronen
× 3d104s2 wilt niet per se 4 volledig bezette schillen want subniveaus overlappen
2 CHEMISCHE BINDINGEN
2.1 Soorten chemische binding
2.1.1 Ionbinding
kationen zijn atomen/atoomgroepen die door de afgave van 1 of meer elektronen een positieve lading dragen gelijk aan het aantal
afgegeven elektronen
anionen zijn atomen/ atoomgroepen die door opname van 1 of meer elektronen een negatieve lading dragen gelijk aan het aantal
opgenomen elektronen
® element is elektropositief of –negatief afh. van meest stabiele ion (o.b.v. elektronenconfiguratie)
* elektropositief: e- afstaan is makkelijker voor EC = metalen = positieve ionen = lage EN
* elektronegatief: e- opnemen is makkelijker voor EC = niet-metalen = negatieve ionen = hoge EN
(mol en MM blijven (zoals neutraal element))
IONBINDING = kation + anion = metaal + niet-metaal door uitwisseling (sterkste ionbinding = sterkste metaal + sterkste niet-
metaal)
2.1.2 Metaalbinding
METAAL BINDING = metaal + metaal door afgifte
metaalkationen stabiel in kristalrooster met daartussen afgestane elektronen = metaalrooster = allemaal vaste stoffen (behalve
Hg)
2
,2.1.3 Covalente binding = atoombinding
COVALENTE BINDING = niet-metaal + niet-metaal door gemeenschappelijk stellen
soorten covalente binding
1 gewone covalente binding
beide bindingspartners stellen elk 1, 2 of 3 ongepaarde elektronen ter beschikking en vormen zo een enkelvoudige, dubbele of
drievoudige binding
2 datief covalente binding (coördinatief)
één bindingspartner stelt als elektronendonor zijn (bindings)elektronen ter beschikking die worden opgenomen door een
elektronenacceptor
weergave is een pijltje →
2.1.4 Karakteristieken ionbinding en atoombinding
Ionverbinding Atoomverbinding
Delta EN ≥ 1,7 < 1,7
aggregatietoestand Vast (indien gesmolten = kat- en anionen) Gas, vloeistof, vast
Ts en Tk stijgen Lading stijgt Omvang
Straal stijgt Meer polariseerbaar
-> FC = (Q . Q)/r2 H-bruggen
-> Relatief hoog (Fc krachten) -> Lager (geen Fc krachten)
Rooster Elektrische aantrekkingskracht tussen tegengestelde ionen -> Molecuulrooster (vast)
samenhangend geheel (kristal) = ionrooster = grote massadichtheid Atoomrooster (vast)
Geleiders Door smelten of in water -> kat- en anionen Niet
2.2 Lewisformule
weergave van de verdeling van de valentie-elektronen over de atomen én de bindingen in een molecule uitgeschreven met
elektronenpaarstreepjes
* valentiegetal nv aantal valentie-e- volgens PSE van molecuul anion: +1 kation: -1 (later + of – bij meest EN’e atoom)
oneven: +1 (later wegnemen op vrij e- -paar: canonieken)
* lewisgetal nL 6n + 2 (n = aantal niet-H-atomen)
nv = nL Uitsluitend enkelvoudige bindingen,
aanvullen tot octet
nv < nL - Meervoudige binding (nL – nv)/2 = 1
- Ringsluiting - 1 DB
- Centraal atoom zonder octet - 1 ringsluiting
(B, Al) (nL – nv)/2 = 2
- 2 DB
- 1 TB
- 1DB + ring
nv > nL Centraal atoom overschrijdt octet met Atomen uit periode > 2 mogen met
(nv – nL)/2-streepjes meer dan 8 elektronen omring zijn
- Meerdere Lewis-opties
- Minderwaardig
Einde: zorg ervoor dat
• Molecule: som formele ladingen = 0
• Ion: som formele ladingen = ionlading
• Bij canonieke meest waarschijnlijke: zo weinig of zo klein mogelijke formele ladingen !!!
in geval van polyatomisch ion (NO3-): eerst met overeenkomstig zuur (HNO3) dan𝑔( | of [… ](
2.3 Elektronegativiteit
de elektronegativiteit (EN) is de maat voor de neiging van een gebonden atoom om bindingselektronen naar zich toe te trekken
® stijgt in PSE →↑
® handig voor polarisatierichting (𝐴)* 𝐵)( als 𝐸𝑁+ > 𝐸𝑁, ), polariteit (∆(𝐸𝑁, − 𝐸𝑁+ )), metaalkarakter, OG
2.4 Partiële lading
covalente binding: EN (X) > EN (Y) → e- dichter bij X dan bij Y → X partieel negatief, Y partieel positief
® hoogste EN waarde wordt partieel negatief 𝜹( en laagste EN wordt partieel positief 𝜹* in een covalente binding
3
, 2.5 Formele lading
Zichtbaar als + en – in Lewisformule (kan bij neutraal atoom (som = 0) of ion (som = lading): - of + dan bij meest ENe element)
® groepsnummer – aantal elektronen na GELIJKE splitsing over 2 atomen
® heeft niets te zien met EN
2.6 sigma- en pi-bindingen
MOLECULE-ORBITALEN = menging van valentie-atoom-orbitalen door aangegane binding = 2 niet-volledig-gevulde orbitalen
overlappen
𝝈-binding 𝝅-binding
is (één) overlapping(szone) is de overlapping van p-orbitalen die loodrecht op de
volgens de as (coaxiaal) van bindingsas staan (parallel)
de verbinding van beide 2 x overlappingszone evenwijdig met bindingsas (en 𝜎-
kernen binding)
sterke binding zwakke binding = e- beweeglijker en reactiever = 𝜎𝜋𝜋-binding
enkelvoudige binding dubbele (𝜎𝜋-binding) of drievoudige binding (𝜎𝜋𝜋-
binding)
Rotatie mogelijk Geen rotatie mogelijk
Grote elektronendichtheid
Tussen s orbitaal met s, p, Tussen p orbitaal met p (spn weet ik niet)
of spn
2.7 Ruimtelijke bouw van moleculen
bepaald door sterisch getal atoom = aantal 𝜎-bindingen + aantal vrije e--paren = aantal elektronenwolken rond een atoom
SG ruimtelijke bouw hoek SG ruimtelijke bouw hoek * MAAR vrij
2 lineair 180° 5 trigonaal 2 x 90° elektronenpaar neemt
bipyramidiaal 3 x 120° meer ruimte in en duwt
gemeenschappelijks
3 trigonaal vlak 120° 6 octaëder 90° elektronenparen dichter
-> geknikt -> bij elkaar (NH3 107°) (H2O
lineair 105°)
4 tetraëder 109,5° dit wordt versterkt als het
-> pyramide -> centraal atoom
geknikt -> lineair volumineus is
2.7.1 Polariteit molecule
® combinatie ruimtelijke bouw en partiële lading
bij dubbele symmetrie (volgens x- en y-as; SG = 2) CO2
polaire verbindingen MAAR apolaire molecule (heft elkaar op!)
bij geen of enkelvoudige symmetrie (volgens x-as of y-as; SG = 4) H2O
polaire verbinding EN polair molecule
2.8 Intramoleculaire krachten
Krachten tussen atomen en subatomaire deeltjes binnen molecule. Bepalen aard verbinding (ion, covalent, metaal)
2.9 Intermoleculaire krachten
Bepaalt veel fysische eigenschappen (kook en smeltT, oplosbaarheid, oppervlaktespanning)
Algemeen
• Grootste aantrekkingskracht tussen tegengestelde volledige ladingen (metaal- en ionbinding)
• Minder grote aantrekkingskracht tussen partiële ladingen (𝛿 ( en 𝛿 * ) (polaire moleculen)
-> kan versterkt worden door deeltjes in de nabijheid = geïnduceerde dipool
• Kleinste aantrekkingskracht tussen moleculen zonder permanente ladingsverschuiving (apolaire moleculen)
-> kan gedepolariseerd worden door deeltjes in de nabijheid = geïnduceerde dipool
VDW: mij covalente of elektrostatische krachten (metaal- en ionbinding)
2.9.1 Dipool-dipoolkracht (VDW)
2 polaire moleculen zullen interageren met elkaar door hun permanent aanwezige netto dipoolmomenten
® ongelijksoortige ladingen trekken elkaar aan
Sterker als sterker gepolariseerd
2.9.2 Dipool- geïnduceerd dipool (VDW)
4
