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
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
