Chemie

Hoofdstuk 1 

Reden verbindingen

  • Stabiel mogelijke toestand = zo laag mogelijke energieinhoud

  • Energieinhoud binding < som van energie inhoud van atomen in niet-gebonden toestand


Bindingsenergie

  • Bindingsenergie: Maat voor sterkte van de binding

  • Energie is nodig om te splitsen, komt vrij bij het binden



Verschillende soorten bindingen:

  • Ionbinding: M + nM

    • Atoom met grootste elektronegativiteit (nM) trekt atomen van M aan

    • Aantrekking van positief en negatief zorgt voor ordening in ionrooster

  • Metaalbinding M + M

    • Geven makkelijk de weinige valentie elektronen af

    • Elektronen weten niet waar naartoe -> elektronenwolk

  • Atoombinding = Covalente binding nM + nM

    • Co=delen - valen= valentie elektronen

    • Gemeenschappelijk stellen


Tekeningetje:

  • Verschil in elektronegativiteit kan ervoor zorgen dat gemeenschappelijke elektronen meer naar een bepaalde kant schuiven

  • 0= Ideale covalente binding -> apolair -> symmetrisch

  • 3= Ideale ionbinding


Afstand

  • Bindingslengte: Afstand tussen atoomkernen van atomen in een molecule

    • Wordt bepaald door energie inhoud

    • Potentiële energie is zo laag mogelijk

    • Heel ver -> geen effect

    • Midden -> Potentiëel

    • Te dicht -> te veel pot energie en dus afstoting

  • Lengte zal korter zijn dan som van twee stralen, hangt af van

    • Grootte van de bindingspartners

    • Sterkte van atoombinding

  • Verbanden

    • Enkel binnen dezelfde groep is er een verband tussen de lengte en de grootte

    • Hoe meer atomen van dezelfde soort hoe MEER ENERGIE EN MINDER LENGTE

    • Enkel binnen dezelfde periode (dezelfde schil) kun je lengte vergelijken op basis van bindingen

    • |Potentiële energie| = bindingsenergie

Hoofdstuk 2

Bindingen:

  • Enkelvoudig (alkanen)

  • Dubbel (alkenen)

  • Drievoudig

  • Datief: Elektronen worden volledig afgegeven (rode pijltje)


Mesomerie

  • Meerdere mogelijke lewisstructuren

  • Atomen op dezelfde plaats, maar plaats van paren verschillen

  • Grensstructuur 

  • Gedelokaliseerde elektronen: Elektronen die verplaatsen om verschillende structuren te verkrijgen

  • Resonantie Hybride: Bindingen die kunnen verplaatsen tekenen met stippellijntjes


Hoofdstuk 3

Promotie: Elektron naar een hoger subniveau op zelfde kwantumschil

Inversie: Elektron valt terug naar lagere sub- of hoofdschil


Hybridisatie: Het combineren van orbitalen bij bindingen

  • Er ontstaan Hybride Orbitalen die dezelfde energie hebben en elkaar afstoten in de ruimte


SG: Sterisch getal

  • Aantal bindingspartners + aantal vrije elektronenparen 

SG

Hybridisatie

Hybride orbitalen

Overblijvende p-orbitalen

Hoek

Geometrie

2

sp

s + p

p + p

180°

Digonaal

(Plat + 2 * loodrecht)

3

sp²

s + p + p

p

120°

Trigonaal

(Vlakke driehoek)

4

sp³

s + p + p + p

/

109° 28’

Tetragonaal (Piramide) 


Molecuulorbitalen

  • Orbitalen vervormen en overlappen

  • Geven de bepaalde zekerheid van het voorkomen van atomen waar


Sigma Binding: Overlapping van s-en/ of hybride orbitalen

  • Gemeenschappelijk elektronenpaar tussen beide atoomkernen

  • Axiale symmetrie: aantrefkans van de bindende elektronen, overal op gelijke afstand van bindingsas, gelijk

  • Elektronendichtheid het grootst tussen twee kernen

  • Sterkste binding

  • Enigste binding -> Vrije draaiing


Pi Binding: Overlapping p-orbitalen

  • Zijdelingse interactie

  • Veel reactiever doordat elektronen zich niet tussen beide atoomkernen bevinden

  • Minder sterk

  • Verhindert vrije draaiing

  • Kan enkel als er al een sigma binding is