H1: Atomen en moleculen

Verschil natuurlijke en radioactieve elementen +

betekenis radioactiviteit

-Natuurlijke elementen:

°lichtere atoommassa

°stabiele kern: kern blijft altijd zelfde, element blijft zelfde

-Radioactieve elementen:

°zwaardere atoommassa

°onstabiele kern: kern vervalt, element verandert

-Radioactiviteit:

veranderingen in de kern: van stabiele kern naar onstabiele kern (kern vervalt)

Verschil kationen en anionen

-Kationen: metalen: geven e- af → + geladen

-Anionen: niet metalen: nemen e- op→ - geladen

Structuur atoom

-Kern: nucleonen: #protonen + #neutronen → atoommassa A

-E- wolk: elektronen → rol bij chemische reacties (geen massa)

-#Protonen → atoomnummer Z

Verschil nuclide en isotopen

-Nuclide: individueel atoom met bepaalde A en Z

-Isotopen: nucliden met zelfde Z maar met verschillende A

→zelfde Z = zelfde #protonen

→verschillende A = in kern: zelfde #protonen, verschillende #neutronen

Golfmechanische atoommodel (positie atoom)

Hoe dichter afstand van kern en e-,

Hoe lager kwantumgetal n,

Hoe sterker de aantrekking tussen positieve kern en negatieve e-,

Hoe lager de energie van e-,

Hoe stabieler e-

→e- met lage energie zijn sterker aan de kern gebonden, daarom zijn ze minder geneigd om te reageren/weg te gaan.

(indien energieniveau van e- verhoogt wordt: e- in geexiteerd toestand)

→Als een atoom volledig gevulde laagste energieniveaus heeft (zoals bij edelgassen), is het stabieler en minder reactief.

→ Hoe lager energie, hoe lager n, hoe stabieler

Energievolgorde van orbitalen

Orbitalen zijn afhankelijk van atoomkernen: hoe hogere kernlading, hoe lager orbitaal energie

Opvullen van orbitalen: Hund

Wat: in een subniveau worden de e- zo over de orbitalen verdeeld zodat een maximaal elektronen met parallele spin (spin up = +1/2) aanwezig is

Waarom: 2 e- in zelfde orbitaal ondergaan meer repulsie (afstoting) dan 2 e- in verschillend orbitaal

Hoe: p orbitaal: hokjes zo vullen: eerst deze, dan deze: ↑↓↑↓↑↓

Max #elektronen per niveau

s: 2

p: 6

d: 10

f: 14

→ e- configuratie aflezen op PS

Opvullen van orbitalen: uitzonderingen: gans en half gevulde subniveau’s

Cr, Mo: s² d⁴ wordt s¹ d⁵

Cu, Ag, Au: s² d⁹ wordt s¹ d¹⁰

→ doel van halfgevuld: lagere subniveau maar stabieler

edelgassen: meest opgevuld, meest stabiel

Elektronenconfiguratie van positieve ionen

Eerst normale elektronenconfiguratie/voorgaande stabiele edelgas (Ar), dan elektronen verwijderen uit het niveau met het hoogste kwantumgetal (dus minst stabiele niveau), omdat dat niveau niet volledig bezet is en minst stabiel is.

→ Streven naar de stabiele edelgasconfiguratie (= 8 VE-): elektronen uit niveau met hoogste kwantumgetal verwijderen

Eigenschap VE-

Liggen verste van de kern en worden minst aangetrokken door de kern, dus daarom zijn zij meest reactief

Conclusie grafiek

Radioactieve atomen hebben een grote massagetal A:

hoe groter massagetal A, hoe meer p+ (verstrooide protonen en neutronen ratio), hoe meer afstoting (repulsie), hoe meer het atoom wil ontpoffen dus hoe meer neutronen nodig

Kernreacties

= Zware kernen zijn niet stabiel en radioactief

alpha: He: A:4 ; Z:2

beta: e-

gamma: hoogenergetisch licht (atoombom)

Effectieve kernlading formule

Z* = Z - sigma

sigma:

afschermingsfactor kern (e- tussen kern en VE-): is groter naarmate e- dichter bij de kern zitten

Elektronenaffiniteit

Hoe makkelijk/moeilijk e- opgenomen worden:

doel: hoe groter affiniteit, hoe negatiever (anion)

-Kationen (metalen: geven e- af → + geladen):

lage affiniteit: nemen moeilijk e- op

-Anionen( niet metalen: nemen e- op→ - geladen):

hoge affiniteit: nemen makkelijk e- op

Eigenschappen van ionverbindingen

-Metaal + niet metaal

-Atomen met grote verschil EN- (>2) → e- afstaan

-Elektronenoverdracht: vorming ionladingen (+ en -)

Eigenschappen covalente binding

-Niet metaal + niet metaal

-Atomen met gelijke EN-/verschillende EN- (polair covalent) → dipoolmoment

-Gemeensch delen van e- (geen e- overdracht): vorming polarisatie: dipoolmoment: vorming delta - en delta +)

Verband ionaire en covalente bindingen

Hoe grotere afmeting van atoom, hoe afnemende ionaire karakter, hoe toenemende covalente karakter

Lewisstructuur: methode 1:

elementen die voldoen aan de edelgasconfiguratie

→ rij 1 + 2 (incl F)

(1) Skeletstructuren:

°minst EN- : centrum

°meest EN- : buiten

°H of F: steeds buiten

2) #VE-

3) #e- nodig voor edelgasconfiguratie

4) e- die gemeensch gedeeld moeten worden = (#e- nodig voor edelgasconfiguratie) - (#VE-)

5) #bindingen =

(e- die gemeensch gedeeld moeten worden) / 2

6) vrije e- paren =

( (#VE-) - (e- die gemeensch gedeeld moeten worden) ) / 2

Lewisstructuur: methode 2

elementen die niet voldoen aan de edelgasconfiguratie

(vanaf rij 3, vanaf F)

1) #VE-

2) skeletstructuur

3) e- plaatsen eerst op buitenste dan binnenste atoom:

1e- van elk element, 2e- van zelfde element

Formele lading

Lading van elk atoom alsof de binding 100% covalent zou zijn:

binding in 2 delen en kijken hoeveel e- een atoom heeft, kijken of er een verandering is

(Touw)

Oxidatiegetal

Lading van elk atoom aslof de binding 100% ionair zou zijn:

kijken of een atoom verandert (op basis van EN-)

Eigenschappen goede resonantiestructuur

-Kleinst aantal FL

-Laagste waarde FL

-FL in zelfde teken verste uit elkaar

-FL overeenkomstig met EN-

Hoe elektronenpaarrepulsie tegengaan?

Op basis van Valentie schaal elektronen paar repulsie theorie (VSEPR): geometrische rangschikking van atomen met doel dat atomen (e- wolk) zo ver mogelijk uit elkaar geplaatst zijn

→ Plaats opname van e-:

bindend < gedeeld < vrij

enkele binding < dubbele binding

Geometrie + hybrideorbitaal

lineair, sp

Geometrie + hybrideorbitaal

vlakke driehoek, sp2

Geometrie + hybrideorbitaal

tetraedrisch, sp3

Geometrie + hybrideorbitaal

trigonaal bipiramidaal, sp3d

Geometrie + hybrideorbitaal

octaedrisch, sp3d2

Geometrie van 2 e- paren

AB2 : Lineaire structuur

Geometrie van 3 e- paren

AB3: Driehoekig planair

AB2E: Hoekstructuur

Geometrie van 4 e- paren

AB4: tetraederstructuur

AB3E: trigonaal piramidaal

AB2E2: hoekstructuur

Geometrie van 5 e- paren

AB5: trigonaal bipiramidaal

AB4E: onregelmatige tetraeder

AB3E2: T vorm

AB2E2: lineair

Geometrie van 6 e- paren

AB6: octaeder

AB5E: vierkant piramidaal

AB4E2: vierkant planair

oef: abundantie ab

isotoop 1 = x

isotoop 2 = y

x + y = 100

( (x . atoommassa x) + (y. atoommassa y) )/100 = atoommassa