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
Voordelen van het kopen van samenvattingen bij Stuvia op een rij:
√ Verzekerd van kwaliteit door reviews
Stuvia-klanten hebben meer dan 700.000 samenvattingen beoordeeld. Zo weet je zeker dat je de beste documenten koopt!
Snel en makkelijk kopen
Je betaalt supersnel en eenmalig met iDeal, Bancontact of creditcard voor de samenvatting. Zonder lidmaatschap.
Focus op de essentie
Samenvattingen worden geschreven voor en door anderen. Daarom zijn de samenvattingen altijd betrouwbaar en actueel. Zo kom je snel tot de kern!
Veelgestelde vragen
Wat krijg ik als ik dit document koop?
Je krijgt een PDF, die direct beschikbaar is na je aankoop. Het gekochte document is altijd, overal en oneindig toegankelijk via je profiel.
Tevredenheidsgarantie: hoe werkt dat?
Onze tevredenheidsgarantie zorgt ervoor dat je altijd een studiedocument vindt dat goed bij je past. Je vult een formulier in en onze klantenservice regelt de rest.
Van wie koop ik deze samenvatting?
Stuvia is een marktplaats, je koop dit document dus niet van ons, maar van verkoper studentvhjaar. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €105,39. Je zit daarna nergens aan vast.
