H3 de chemische binding

welke elmenten kunnen op zichzelf bestaan

de edelgassen

wat bepaald het chemisch gedrag van een atoom

de valentie-elektronen

edelgassen

heel stabiel

reagreen niet met andere elementen → chemisch inert

8 elektronen op buitenste schil

edelhasconfiguratie / octetstructuur

waar streven atomen naar

de stabiele edelgasconfiguratie te bereiken

op welke manieren kunnen atomen binden

• vormen van ionbindigen

• covalente bindingen

• metaalroosters

wanneer komt de bindijng tussen atomen spontaan tot stand

wanneer dit leidt tot een hogere stabiliteit of een kleinere energie-inhoud dan in ongebonden toestand

ion

als elektronen worden toegevoegd aan of weggenomen van het atoom wordt een geladen deeltje gevormd

ionbinding

komt tot stand wanneer er een overdracht optreedt van één of meer valentie-elektronen van het ene atoom naar het andere

is het resultaat van de elektrostatische aantrekkingen tussen de tegengestelde geladen ionen

wat kunnen ionen niet doen in een rooster

vrij bewegen

kation

een atoom dta een of meerdere elektronen afgeeft, verkrijgt een positieve lading

halfedelgasconfiguratie

kationen die geen edelgasconfiguratie vertonen, maar in de laatste schil toch vollledig opgevilde subniveaus pf orbitalen bevatten

metalen

anion

een atoom dat een of meerdere elektronen opneemt, verkrijgt een negatieve lading

niet-metalen

polyatomische ionen

bevatten meerdere atomen die onderling covalent gebonden zijn

vb ammoniumion NH4+, carbonaation CO3²-

ionverbinding

is een bindijng tussen positieve en negatieve ionen die door elektrostatische aantrekkingskrachten of coulombkrachten wordt samengehouden.

ontstaan ionverbindijng (is de stof)

ionrooster

een regelmatig patroon waarbij elk positief ion omgeven wordt door negatieve ionen en omgekeerd

het aantal kationen en anionen in het ionrooster is niet gekend, maar is afhankelijk van ?

• de grootte van het kristal (rooster)

• de verhouding van beide ionen (die ligt welvast → ionverbonding is neutraal)

formule / roostereenheid

geeft de samenstellijng weer van de kleinste eenheid waaruit het ionrooster is opgebouwd

= verhoudingsformule

subscripten

kleinste gehele getallen die de verhouding van de ionen weergeven

roosterenergie Er

is de energie die vrijkomt bij de vroming van 1 mol kristallijne ionverbindngen uit de samenstellende positieve en negatieve ionen in de gasfase

wordt uitgredrukt in kj / mol

wanneer komt er meer energie vrij bij de vroming van een rooster

hoe sterker de ionen elkaar aanytrekken

• wordt groter wanneer de ionladingen groter zijn en de ionstralen kleiner

wanneer is een ionverbinding stabieler

naarmate er meer energie vrijkomt bij zojn vorming uit atomen dus naarmate (Er-Ea-Ei) groter is

de kans dat een ionbinding gevormd wordt is groter naarmate

de ionsitaie-energie van het metaal kleiner is, de absolute waarde van de elektronenaffiniteit van het niet-metaal groter is en de roosterenergie groter is

waarom zijn ionverbindingen meestal vast en bestaan zij niet uit afzonderlijke ionenparen

omdat de vormin van een ionverbinding een bedruidend groter energievoordeel oplevert

kenmerken van ionverbindingen

door sterke elektrostatische krachten (coulombkrachten)

• hoog smeltpunt (hoe groter de roosterenergie, hoe hoger het smeltpunt)

• kleine vluchtigheid

• grote hardheid

• zijn bros : door er een kracht op uit te oefenen kunnen gelijke ionen tegen elkaat komen t eliggen, de afstoting die hiermee gepaard gaat, leidt dan tot een breuk van het kristal

• goed oplossibaar in polaire oplosmiddelen (vb water) → ze dissocieren in ionen

• bij oplossen of smelten komen de ionen uit het rooster vrij, waardor geleiding van de elektrische stroom mogelijk wordt

covalente binding

in gemeenschap brengen van elektronen

twee gelijke atomen of atomen met gering verschil in elektronegativiteit zich verenigen

meestal moleculair

binding tussen twee niet-metalen → steeds covalent

gewone covalente binding

een ongepaard elektron van een atoom in gemeenschap gesteld met een ongepaard elektron van een ander atoom

datief covalente binding

wordt een niet bindend elektronpaar van het ene atoom (donor) in gemeenschap gesteld met een ander atoom dat een tekort heeft aan elektronen (acceptor)

gedelocaliseerde bindingen / mesomerie of resonantie

voor sommige molecuen en polyatomische ionen kan meer dan een lewisformule worden getekened die voldoen aan de octetregel

de elektronen worden daarbij telkens op een andere manier voorgesteld

geen van beide formules de ware situatie correct beschrijft

de werkelijke structuur ligt ertussen

het zijn gedelocaliseerde elektronen die verspreid zijn

welke krachten zijn er bij een diwaterstof molecule

• afstoting tussen de 2 elektronen van beide atomen

• afstoting tussen de 2 kernen

• aantrekking tussen de kern van het ene atoom en het elektron van het ander atoom

bindingsenergie

is de energie die nodig is om de moleculen t everbreken tot de samenstellende atomen

de bindingsenergie is afhankelijk van

de afstand van de deelnemende atomen

het aantal bindingen (enkel, dubbel.)

valentiebindingstheorie

ontstaan de covalente bindijngen tussen twee atomen door het overlappen an hun atoomorbitalen; een orbitaal van het ene atoom neemt een deel in van het orbitaal van het ander atoom = molecuulorbitaal

in de overlappingsruimte kan een gemeenschappelijk elektronenpaar ontstaan, dat door beiede kernen wordt aangetrokken en ze dus samenhoudt

promotie van een elektron

als er een 2s-elektron overgebracht wordt naar een onbezet 2p-orbitaal

waarom vindt hybridisatie plaats

omdat de deelnemende atomen zoveel mogelijk ongepaarde elektronen nodig hebben

wanneer een elektron naar een orbitaal met hetzelfde hoofdkwantumgetal gepromoveerd wordt …

is de energie dir vrijkomt groter dan de energie nodig voor de promotie

hybridisatie

het combineren van de oorspronkelijke atoomorbitalen tot vorming van speciale orbitalen voor binding

sp³ orbitalen karakteristieken

1s en 3p orbitalen

heeft ¼ s karakter

¾ p-karakter

overwegend de vorm van een p orbitaal

sp³ hybridisatie (principe)

wanneer een set van equivalente tetraëdische atoomorbitalen vereist zijn door een atoom, dan veronderstelt dit model dat het atoom een set van sp³ orbiatlen aannemeent, het atoom wordt sp³ gehybridiseerd

VB CH4

principe van sp² hybridisatie

wanneer een atoom omringd is door drie effectieve oaren, is een set sp² hybride orbitalen vereist

kenmerken van hybride-orbitalen binnen één atoom

• alle hybride-orbitalen zijn gelijk van vorm

• alle hybride-orbitalen hebben ene gelijke energie

• de hybridisatie grijpt slechts plaats op het ogenblik van de binding

• hybride-orbiatlen liggen zo ver mogelijk van elkaar

op welke manieren kunnen sigma-molecule orbitalen ontstaan

• overlapping van 2s-orbitalen

• hybride-hybride overlapping

• s-hybride overlapping

welke (pi of sigma) bindijngen zijn het sterkst

sigma langer en sterker

pi binding is veel reactiever

elektrpnegativiteit EN

van een atoom is een maat voor de neiging van het atoom om de bindende elektronen naar zich toe te trekken

(onbenoemd getal)

apolaire bindingen

bindingen tussen 2 identieke atomen, de bindende elektronen behoren voor 50% tit ieder atoom

polaire binding

een binding waarin de elektronen asymmetrisch verdeeld zijn over de bindende atomen

dipoolmoment p

is een vector met een richting en een grootte

p = delta . r

met lading delta : fractie van 1.6× 10^-19 C en r de bindingsafstand

zorgt voor permanene vervorming van de elektronenwolk

dipoolmoleculen

als bindende elektronenparen zich naar de meest elektronegatieve bindspartner verplaatsen kan dit aanleiding geven tot moleculen die een positieve en een negatieve (elektrische) pool bezitten

wanneer zijn enkelvoudige stoffen polair / apolair

geen verschuivng van de bindende elektronenparen plaatsgrijpt, nooit dipoolmomenten optreden, steeds apolair

wanneer zijn samengestelde (di-atomische moleculen) stoffen polair / apolair

als er een verschil in EN is tussen de bindingspartners, steeds polair zijn

afhankelijk van het verschil in elektronegatieve waarde tussen beide bindingspartners kunnen we hte karakter van een binding afleiden :

• delta ENW = 0 : zuivere covalente binding

• o < delta ENW < 1.7 = covalente binding met ionkarakter

• delta ENW > 1.7 = ionbinding

dispersiekrachten

zwakke intermoleculaire krachten die voorkomen bij alle moleculen, ook tusse, apolaire moleculen

zelfs moleculen zonder dipoolmoment kunnen krachten op elkaar uitoefenen

polarizeerbare elektronenwolken

geinduceerde dipool

de vorming van een ogenblikkelijk dipool (door beweging van elektronen op een bepaalde moment) in een gegeven atoom kan ene gelijkaardige dipool induceren in een naburig atoom

wanneer worden de dispersiekrachten groter

naarmate de moleculen meer elektronen bevaten (dus groter met toenemende atoommassa) en hte oppervlakte tussen de moleculen griter wordt (rechte ketens hebben grotere dispersiekrachten dan vertakte ketens)

dipoolkrachten

de tegengestelde polen van dipoolmoelculen trekken elkaar aan

waterstofbruggen

elektrostatische interacties die optreden tussen moleculen waarin waterstofatomen gebonden zijn aan kleine atomen met een grote elektronegativiteit

N,F,O

zijn sterk tov andere dipool-dipool krachten

ion-dipoolkrachten

zeer sterke intermoleculaire krachten tussen ionen en polaire moleculen

verantwoordelijk voor hydratatie van ionen in water en de oplosbaarheid van ionverbindingen

bindingsterkte is afh van de lading van het ion, dipoolmoment en afstand tussen ion en dipoolmolecule

grotere ionen, hebben keienre intercaties

aggregatietoestand van covalente verbindingen

laag smelt en kookpunt

cohesiekrachten zijn linder sterk dan de roosterkrachten die ionverbindingen samenhouden

hangt samen met molecule massa, zwaardere moleculen komen moeilijker los, de dispersiekrachten worden ook sterker

diamant (en grafiet)

macromoleculen

diamant : een groot moleucle waarbij alle C atomen aan elkaar gebonden zijn in tetraedische structuren → 1 van de sterkste stoffen

grafiet : atomen laagsgewijs sterk aan elkaar gebonden, de bindingen tussen de lagen zijn minder sterk

geleidingsvermogen covalente bindingen

geleiden niet in vaste / gesmolten toestand de elektrische stroom

oplosbaarheid covalente bindingen

• apolaire stoffen : niet oplosbaar in water, wel in apolaire oplosmiddelen

3 mechanismen voor de oplosbaarheid van verbindingen in water

• een ionverbinding kan dissocieren in ionen : door inetracties van het polair water molecule en de ionen van het ionrooster

• polaire covalente verbindingen oplosbaar in water (zoals ionverbindingen)

• stoffen zoals suiker en ethankol lossen goed op in water omdat er tussen de water moleculen en de opgeloste stoffen H-bruggen gevormd worden → gebrek aan ionen, kunnen de elektrische stroom niet geleiden → niet elektrolyten

sterke elektrolyten

sommige polaire covalente bindingen worden in water geïoniseerd

niet-elektrolieten

stoffen die door gebrek aan ionen, de elektrische stroom niet geleiden

complexe ion

ion waarop een of meerdre moleuclen of ionen gebonden zijn

vb gehydrateerde ionen

liganden

de gebonden moleculen of ionen die aan de complexe ion hangt

negatieve ionen en moleculen die vrije elektronenparen hebben

welke orbitalen spelen een belangrijke rol bij het vormen van complecen

de d orbitalen

oxidatietrap / oxidatiegetal

is de lading die het atoom in dat deeltje bezit, zelfs al is die lading slechts een minieme partiële lading

= de reele of fictieve lading die aan een atoom wordt toegekend op bass van de electronegativiteit

gedelokaliseerde elektronen

elektronen die rondzweven

waarom geleiden metalen (vaste stof) toch de elektrische stroom?

ze hebben allemaal 1.2.3 valentielektronen, voor stabiliteit willen ze die afstaan, maar andere metaalatomen willen die niet opnemen,

er ontstaan dus positieve metaalionen en er ontstaat een elektronezone, bestaande uit vrije elektronene → houden de metaalionen samen

eigenschappen van metalen

hebben een sterke glans → door de beweeglijke gedelokaliseerde elektronen die het licht weerkaatsen

goede geleidbaarheid

hoog smeltpunt en kookpunt en dichtheid door sterke bindingskrachten

bros (plooibaar, pletbaar, rekbaar) = pos ionen die dicht bij elkaar zitten kunnen de lagen gemakkelijk splijten

legeringen

metalen in vloeibare toestand mengen