Algemene chemie: atomen en
moleculen
Slides eerst dan cursus
Inhoudstafel
1 Historische ontwikkeling van chemie...............................................................................3
1.1 Atoommodellen......................................................................................................................3
2. Bouw van het atoom: indeling der stoffen......................................................................4
2.1 Elementaire deeltjes (=subatomaire deeltjes).........................................................................4
2.2. Het begrip element.................................................................................................................4
2.3. Isotopen ( Isos= gelijk, Topos= plaats)....................................................................................5
2.3.1 Ion........................................................................................................................................5
2.4. Bindingsenergie van een kern.................................................................................................5
2.5. Definities................................................................................................................................6
2.5.1. Indelingen volgens de aarde der groeperingen van de deeltjes............................................................6
2.5.2. indeling volgens de aard van de deeltjes...............................................................................................7
2.5.3. indeling volgens het aantal voorkomende structuren...........................................................................7
3. De elektronenstructuur van het atoom...........................................................................8
3.1. Elektromagnetische straling...................................................................................................8
3.2. De aard van de materie..........................................................................................................8
3.2.1. Plank (1858-1947) : de quantisatie van elektromagnetische straling /.................................................8
3.2.2. Einstein (1905) : het tweevoudig karakter van elektromagnetische straling........................................9
3.3. Het atoommodel van Bohr...................................................................................................10
3.3.1. De aanleiding: emissiespectrum..........................................................................................................10
3.3.2. De postulaten van Bohr (1911) : ÈÈn elektron systemen....................................................................12
3.3.3. De energie(veranderingen) van het elektron in een 1-elektronsysteem............................................13
3.3.4. Quantumgetallen.................................................................................................................................15
3.3.5. De vorm van orbitalen..........................................................................................................................16
3.3.6. De energie van oribitalen.....................................................................................................................17
3.3.7. De elektronenconfiguratie van de elementen.....................................................................................17
4.Het periodiek systeem der elementen............................................................................19
4.1. Principe: de indeling naar elektronenconfiguratie................................................................19
4.1.1. De “superlange” vorm van het periodiek systeem..............................................................................19
4.1.2. Groepen atomen in het periodiek systeem.........................................................................................19
1
, 4.2. De variatie van eigenschappen binnen periodes en groepen................................................20
5.Het opstellen van Lewis structuren................................................................................20
5.1. De oxidatietrap.....................................................................................................................20
5.2. Lewis Strucuur.....................................................................................................................21
6. De ionbinding: Binding door elektronen over te dragen................................................21
6.1. Principe................................................................................................................................22
6.2. Eigenschappen van ionrooster..............................................................................................22
6.3. Naamvorming bij ionen........................................................................................................23
6.3.1. eenatomige of meeratomige kationen................................................................................................23
6.3.2. eenatomige of meeratomige anionen.................................................................................................23
6.4. Iongrootte............................................................................................................................23
7.De covalente binding: binding door elektronen te delen................................................23
7.1.Basisvoorbeelden..................................................................................................................24
7.2.Verband tussen ΔEN en %-ionbinding....................................................................................26
7.3.Meervoudige bindingen........................................................................................................27
7.4.Hybridisatie na promotie van elektronen..............................................................................27
7.5. Datief-covalente binding......................................................................................................30
7.6. Oxidatietrappen vs formele ladingen...................................................................................31
7.6.1. oxidatietrappen: bindingen aanzien als 100% ionair...........................................................................31
7.6.2. Formele ladingen: bindingen aanzien als 100 % covalent...................................................................31
8.De metaalbinding..........................................................................................................32
9.Eigenschappen..............................................................................................................33
9.1.Bindingsenergie.....................................................................................................................33
9.2. Bindingslengte `....................................................................................................................34
9.3. Bindingshoeken....................................................................................................................35
9.3.1. Vrije elektronenparen..........................................................................................................................37
9.3.2. Kleinere hoeken....................................................................................................................................37
9.3.3. Dubbele bindingen...............................................................................................................................38
9.3.4. Elektronegativiteit................................................................................................................................38
9.4. Polariteit..............................................................................................................................38
9.4.1. Dipool en dipoolmoment.....................................................................................................................38
9.4.2. Polariteit van een binding....................................................................................................................39
9.4.3. Polariteit van een molecule..................................................................................................................39
9.4.4. Dipool-dipoolbidngen; de waterstofbrug.............................................................................................41
2
,1 Historische ontwikkeling van chemie
John Dalton had foute opvattingen over atomen.
Thomson ontkrachtte het model van Dalton.
Rutherford wilde testen welk model juist was door alpha deeltjes (pos. He-kernen) door
atomen te sturen.
Positieve deeltjes gingen vooral door het atoom met enkele weerkaatsingen doordat
er ook negatieve deeltjes rondom de atoomkern waren die de positieve deeltjes
hebben afgestoten.
Bohr geloofde niet dat de negatieve deeltjes zomaar rondzweefden dus wilde bewijzen dat
de elektronen in banen rondom de atoomkern zaten -> schillen.
Elektronen gaan zo dicht mogelijk bij de kern willen zitten omdat ze worden
aangetrokken door de positieve deeltjes in de kern.
Schrodinger & Heisenberg zeggen dat elektronen niet in vaste banen zitten, maar
eerder in gebieden waarbinnen een elektron zich met 90% waarschijnlijkheid
bevindt. -> ORBITALEN
1.1 Atoommodellen
3
, 2. Bouw van het atoom: indeling der stoffen
2.1 Elementaire deeltjes (=subatomaire deeltjes)
ATOOM:
Elektrisch neutraal geheel
Opgebouwd uit deeltjes -> nucleonen (protonen & neutronen) + elektronenwolk
MASSA wordt uitgedrukt in a.m.e (atomaire massa-eenheden) of Dalton (Da) &
LADING in e.l.e (elektronenladingseenheid)
In een neutraal atoom is het aantal protonen (p) gelijk aan het aantal elektronen
(e⁻).
Negatieve lading (Bv. -1 -> 1 elektron meer dan aantal protonen)
Positieve lading (Bv. +1 -> 1 elektron minder dan aantal protonen)
De massa van elektronen is verwaarloosbaar ten opzichte van die van de kern.
2.2. Het begrip element
Een element is de verzameling van alle nucliden met eenzelfde aantal p in de kern.
Dit aantal p noemt men ook het atoomnummer (Z) , ladingsgetal of protonenaantal
van het element.
Dit getal is ook het rangnummer van het element in het periodiek systeem der
elementen.
1 e.l.e. = 1,602.10^-1
4
moleculen
Slides eerst dan cursus
Inhoudstafel
1 Historische ontwikkeling van chemie...............................................................................3
1.1 Atoommodellen......................................................................................................................3
2. Bouw van het atoom: indeling der stoffen......................................................................4
2.1 Elementaire deeltjes (=subatomaire deeltjes).........................................................................4
2.2. Het begrip element.................................................................................................................4
2.3. Isotopen ( Isos= gelijk, Topos= plaats)....................................................................................5
2.3.1 Ion........................................................................................................................................5
2.4. Bindingsenergie van een kern.................................................................................................5
2.5. Definities................................................................................................................................6
2.5.1. Indelingen volgens de aarde der groeperingen van de deeltjes............................................................6
2.5.2. indeling volgens de aard van de deeltjes...............................................................................................7
2.5.3. indeling volgens het aantal voorkomende structuren...........................................................................7
3. De elektronenstructuur van het atoom...........................................................................8
3.1. Elektromagnetische straling...................................................................................................8
3.2. De aard van de materie..........................................................................................................8
3.2.1. Plank (1858-1947) : de quantisatie van elektromagnetische straling /.................................................8
3.2.2. Einstein (1905) : het tweevoudig karakter van elektromagnetische straling........................................9
3.3. Het atoommodel van Bohr...................................................................................................10
3.3.1. De aanleiding: emissiespectrum..........................................................................................................10
3.3.2. De postulaten van Bohr (1911) : ÈÈn elektron systemen....................................................................12
3.3.3. De energie(veranderingen) van het elektron in een 1-elektronsysteem............................................13
3.3.4. Quantumgetallen.................................................................................................................................15
3.3.5. De vorm van orbitalen..........................................................................................................................16
3.3.6. De energie van oribitalen.....................................................................................................................17
3.3.7. De elektronenconfiguratie van de elementen.....................................................................................17
4.Het periodiek systeem der elementen............................................................................19
4.1. Principe: de indeling naar elektronenconfiguratie................................................................19
4.1.1. De “superlange” vorm van het periodiek systeem..............................................................................19
4.1.2. Groepen atomen in het periodiek systeem.........................................................................................19
1
, 4.2. De variatie van eigenschappen binnen periodes en groepen................................................20
5.Het opstellen van Lewis structuren................................................................................20
5.1. De oxidatietrap.....................................................................................................................20
5.2. Lewis Strucuur.....................................................................................................................21
6. De ionbinding: Binding door elektronen over te dragen................................................21
6.1. Principe................................................................................................................................22
6.2. Eigenschappen van ionrooster..............................................................................................22
6.3. Naamvorming bij ionen........................................................................................................23
6.3.1. eenatomige of meeratomige kationen................................................................................................23
6.3.2. eenatomige of meeratomige anionen.................................................................................................23
6.4. Iongrootte............................................................................................................................23
7.De covalente binding: binding door elektronen te delen................................................23
7.1.Basisvoorbeelden..................................................................................................................24
7.2.Verband tussen ΔEN en %-ionbinding....................................................................................26
7.3.Meervoudige bindingen........................................................................................................27
7.4.Hybridisatie na promotie van elektronen..............................................................................27
7.5. Datief-covalente binding......................................................................................................30
7.6. Oxidatietrappen vs formele ladingen...................................................................................31
7.6.1. oxidatietrappen: bindingen aanzien als 100% ionair...........................................................................31
7.6.2. Formele ladingen: bindingen aanzien als 100 % covalent...................................................................31
8.De metaalbinding..........................................................................................................32
9.Eigenschappen..............................................................................................................33
9.1.Bindingsenergie.....................................................................................................................33
9.2. Bindingslengte `....................................................................................................................34
9.3. Bindingshoeken....................................................................................................................35
9.3.1. Vrije elektronenparen..........................................................................................................................37
9.3.2. Kleinere hoeken....................................................................................................................................37
9.3.3. Dubbele bindingen...............................................................................................................................38
9.3.4. Elektronegativiteit................................................................................................................................38
9.4. Polariteit..............................................................................................................................38
9.4.1. Dipool en dipoolmoment.....................................................................................................................38
9.4.2. Polariteit van een binding....................................................................................................................39
9.4.3. Polariteit van een molecule..................................................................................................................39
9.4.4. Dipool-dipoolbidngen; de waterstofbrug.............................................................................................41
2
,1 Historische ontwikkeling van chemie
John Dalton had foute opvattingen over atomen.
Thomson ontkrachtte het model van Dalton.
Rutherford wilde testen welk model juist was door alpha deeltjes (pos. He-kernen) door
atomen te sturen.
Positieve deeltjes gingen vooral door het atoom met enkele weerkaatsingen doordat
er ook negatieve deeltjes rondom de atoomkern waren die de positieve deeltjes
hebben afgestoten.
Bohr geloofde niet dat de negatieve deeltjes zomaar rondzweefden dus wilde bewijzen dat
de elektronen in banen rondom de atoomkern zaten -> schillen.
Elektronen gaan zo dicht mogelijk bij de kern willen zitten omdat ze worden
aangetrokken door de positieve deeltjes in de kern.
Schrodinger & Heisenberg zeggen dat elektronen niet in vaste banen zitten, maar
eerder in gebieden waarbinnen een elektron zich met 90% waarschijnlijkheid
bevindt. -> ORBITALEN
1.1 Atoommodellen
3
, 2. Bouw van het atoom: indeling der stoffen
2.1 Elementaire deeltjes (=subatomaire deeltjes)
ATOOM:
Elektrisch neutraal geheel
Opgebouwd uit deeltjes -> nucleonen (protonen & neutronen) + elektronenwolk
MASSA wordt uitgedrukt in a.m.e (atomaire massa-eenheden) of Dalton (Da) &
LADING in e.l.e (elektronenladingseenheid)
In een neutraal atoom is het aantal protonen (p) gelijk aan het aantal elektronen
(e⁻).
Negatieve lading (Bv. -1 -> 1 elektron meer dan aantal protonen)
Positieve lading (Bv. +1 -> 1 elektron minder dan aantal protonen)
De massa van elektronen is verwaarloosbaar ten opzichte van die van de kern.
2.2. Het begrip element
Een element is de verzameling van alle nucliden met eenzelfde aantal p in de kern.
Dit aantal p noemt men ook het atoomnummer (Z) , ladingsgetal of protonenaantal
van het element.
Dit getal is ook het rangnummer van het element in het periodiek systeem der
elementen.
1 e.l.e. = 1,602.10^-1
4
