PPT_T3_hfst3 ruimtelijke structuur 2023 finaal laatste PDF

Thema 03 MolecuulBOU W HOOFDSTUK 3 : HYBRIDIS ATIE VAN ATOMEN EN DE RUIMTELIJKE BOUW VAN MOLECULEN P128 TOT 158 1  Leerdoelen Je leert nu: Het sterische getal van een atoom bepalen De bindingshoek tussen de atomen in een molecule afleiden De ruimt...

Thema 03 MolecuulBOU W HOOFDSTUK 3 : HYBRIDIS ATIE VAN ATOMEN EN DE RUIMTELIJKE BOUW VAN MOLECULEN P128 TOT 158 1  Leerdoelen Je leert nu: Het sterische getal van een atoom bepalen De bindingshoek tussen de atomen in een molecule afleiden De ruimtelijke structuur van een molecule voorspellen 2 ERZICHT HOOFDSTUK 3 : ruimtelijke bouw van moleculen 1.Promotie van een elektron 2.Hybridisatie 3. Sterisch getal en ruimtelijke schikking 4.De vorming van molecuulorbitalen 3  Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen Algemeen De molecuulorbitaaltheorie beschrijft de vorming van een atoombinding als overlap en vervorming van twee atoomorbitalen Molecuulorbitalen geven dus met bepaalde zekerheid de plaats weer waar elektronen zich bevinden in de molecule Atoombinding = overlapping van 2 half bezette atoomorbitalen => molecuulorbitaal bevat max 2 elektronen Hoe meer atoomorbitalen overlappen => hoe kleiner de bindingslengte Þ Sterkere binding boek p 141 4 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen Algemeen Klassieke bindingstheorie Molecuulorbitaalmodel boek p 141 5 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen Algemeen 2 mogelijke atoombindingen: bindingen en bindingen boek p 141 6 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen Algemeen De overlappende AO liggen in elkaars verlengde (volgens as) Het gemeenschappelijke elektronenpaar bevindt zich tussen de kernen Vrije rotatie De overlappende AO liggen parallel Overlapping door p-orbitaal die loodrecht op bindingsas staan De elektronenparen bevinden zich aan de zijden van de molecule Reactiever (zwakker) Geen boek rotatie mogelijk p 141 7  Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen Algemeen Vorming van bindingen: de overlappende atoomorbitalen liggen in elkaars verlengde. Voorbeeld: H2 σ (1s1 – 1s1) Voorbeeld: F2 σ (2px1 – 2px1) Voorbeeld: HF σ (1s1 – 2px1) boek p 141 8 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen Algemeen Vorming van bindingen: de overlappende atoomorbitalen liggen parallel. ) boek p 141 9 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen 4.1 De sigma- of σ- binding s1 + sVb1 : H 2 boek p 144 10 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen 4.1 De sigma- of σ- binding s1 + p1 Vb : HF boek p 145 11 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen 4.1 De sigma- of σ- binding p1 + p1 Vb : F2 boek p 146 12 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen 4.1 De sigma- of σ- binding p1 + s1 Vb : H2O boek p 146 13 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen Algemeen De overlappende AO liggen in elkaars verlengde (volgens as) Het gemeenschappelijke elektronenpaar bevindt zich tussen de kernen Vrije rotatie De overlappende AO liggen parallel. Overlapping door p-orbitaal die loodrecht op bindingsas staan. De elektronenparen bevinden zich aan de zijden van de molecule. Reactiever (zwakker). Geen boek rotatie mogelijk. p 141 14 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen 4.2 De pi- of π- binding Dubbele binding Vb : O2 boek p 148 15 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen 4.2 De pi- of π- binding Dubbele binding Vb : CO2 boek p 149 −153 16 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen 4.2 De pi- of π- binding Drievoudige binding Vb : C2H2 boek p 144 17 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen 4.2 De pi- of π- binding Drievoudige binding Vb : N2 boek p 144 18 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen De eerste binding tussen twee atomen is steeds een σ-binding Nadien kunnen er nog 1 (dubbele binding) of 2 (3- voudige binding) π-bindingen gevormd worden boek p 141 19 Ruimtelijke bouw van moleculen: 4. Vorming van de molecuulorbitalen 4.3 Vergelijking tussen de σ- en de π- binding boek p 154 20 ERZICHT HOOFDSTUK 3 : ruimtelijke bouw van moleculen 1.Promotie van een elektron 2.Hybridisatie 3. Sterisch getal en ruimtelijke schikking 4.De vorming van molecuulorbitalen 21  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Algemeen De ruimtelijke structuur wordt bepaald door : ◦Bindingslengte ( zie hfst 1) bepaald door aard van de atomen + aantal bindingen lengte: drievoudige < dubbele < enkelvoudige binding ◦Bindingshoeken bepaald via sterisch getal (SG) boek p 137 22  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Het sterische getal (SG) Sterische getal = aantal gebonden atomen + aantal vrije e- paren Het sterische getal kan uit de Lewisstructuur gehaald worden en wordt bepaald van een atoom dat minstens 2 keer gebonden is Bepalen van het SG Voorbeeld H2O Lewisnotatie: Centrale atoom: O # bindingspartners Sterisch getal : 2 # vrije elektronenparen 2 sterisch getal 4 boek p 137 23  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Het sterische getal (SG) Sterische getal = aantal gebonden atomen + aantal vrije e - paren Het sterische getal kan uit de Lewisstructuur gehaald worden en wordt bepaald van een atoom dat minstens 2 keer gebonden is SG (O) = 4 SG (S) =4 SG (O dubbel gebonden )3= SG (O enkel gebonden )4 = SG (N) = 3 boek p 137 24  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Het sterische getal (SG) en VSEPR Om bij benadering de ruimtelijke structuur van een molecule te voorspellen wordt gebruik gemaakt van het Valentie-elektronenpaar- repulsiemodel ( Valence Electron Pair Repulsion model) VSEPR Bij het VSEPR-model beschouwt men de bindingselektronen en de vrije elektronenparen als negatief geladen wolken die elkaar maximaal afstoten. Zodat hun onderlinge afstand zo groot mogelijk wordt Het sterische getal geeft dus het aantal orbitalen die ruimtelijk geschikt worden op het centrale atoom. Je mag dus veronderstellen dat deze (hybride-) orbitalen, door hun onderlinge afstoting, ruimtelijke posities innemen die maximaal boek p 137 uit elkaar 25  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Het sterische getal (SG) engetal Het sterische VSEPR geeft dus informatie over de ruimtelijke oriëntatie van de elektronenwolken Een verklaring voor de voorgestelde ruimtelijke oriëntaties kan gegeven worden door hybridisaties van de orbitalen betrokken in de binding. Dit wordt later behandeld. In deze cursus behandelen we de geometrie (ruimtelijke ordening) van moleculen met maximaal SG 4 : SG 2 => lineaire geometrie SG 3 =>vlak trigonale geometrie SG 4 => tetraëdrische geometrie Er bestaat ook een SG 5 en 6, maar dat gaat buiten de leerstof van deze cursus boek p 137 26  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Het sterische getal (SG) en VSEPR boek p 137 27  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Het sterische getal (SG) en VSEPR voorbeelden Methaan: CH4 Lewisstructuur: SG(C) =4 → Geometrie (C) tetraëder = → Theoretische Bindingshoek in 109,5° CH4 = boek p 137 28  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Het sterische getal (SG) en VSEPR voorbeelden Etheen : C2H4 Lewisstructuur: SG(C) = 3 → Geometrie (C) Vlak trigonaal = → Theoretische Bindingshoek in 120° C2H4 = boek p 137 29  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Het sterische getal (SG) en VSEPR voorbeelden Ethyn : C2H2 Lewisstructuur: SG(C) = 2 → Geometrie (C) lineair = → Theoretische Bindingshoek in 180° C2H2 = boek p 137 30  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Het sterische getal (SG) en VSEPR In de vorige voorbeelden werd slechts de basisgeometrie voor een bepaald Sterisch getal gebruikt. Hier werd nog geen rekening gehouden met mogelijke vrije elektronenparen die de ruimtelijke structuur kunnen beïnvloeden Om verdere verfijning mogelijk te maken kan je gebruik maken van volgende formule : AXnEm boek p 137 31  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening SG =2 en VSEPR boek p 137 32  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening SG =3 en VSEPR boek p 137 33  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening SG =4 en VSEPR boek p 137 34  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening SG =4 en VSEPR boek p 137 35  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Voorbeelden : CO2 Geg : Lewisnotatie ( of zelf te CO2 bepalen) Gevraagd : geometrische vorm + bindingshoeken Oplossing : Stap 1 : bepalen 2 => lineair SG Stap 2 : bepalen vrije Geen elektronenparen => Lineaire structuur => Bindingshoek 180° boek p 137 36  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Voorbeelden : SO2 Geg : Lewisnotatie ( of zelf te SO2 bepalen) Gevraagd : geometrische vorm + bindingshoeken Oplossing : Stap 1 : bepalen 3 => trigonaal SG Stap 2 : bepalen vrije 1 elektronenparen => Geknikte structuur => Bindingshoek 120° boek p 137 37  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Voorbeelden : NH3 Geg : Lewisnotatie ( of zelf te NH3 bepalen) Gevraagd : geometrische vorm + bindingshoeken Oplossing : Stap 1 : bepalen 4 => Tetraëder SG Stap 2 : bepalen vrije 1 elektronenparen => Trigonale piramide => Bindingshoek 109,5° boek p 137 38  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Afwijkingen op theoretische bindingshoeken →Vrije elektronenparen kunnen atoombindingen naar elkaar toe duwen waardoor de effectieve bindingshoek kleiner wordt dan de theoretische. De afstotingskrachten tussen de vrije elektronenparen duwen deze elektronenparen uit elkaar. Hierdoor worden de atoombindingen naar elkaar toe geduwd. H2O Dit effect wordt groter naarmate  er meer vrije elektronenparen Voorbeeld: H2O → O heeft 2 vrije e- zijn op het centrale atoom paren  het centrale atoom groter is SG(O) = 4  tetraëder  bindingshoeken van 109° boek p 137  onderzoek geeft 105° 39  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Afwijkingen op theoretische bindingshoeken CH 4 NH HO3 2 De vrije elektronenparen van het centrale atoom drukken de bindende 109,5° 107° 105° elektronenwolken iets Geen vrije Eén vrij dichter naar elkaar toe  Twee vrije elektronenparen elektronenpaar elektronenparen de bindingshoek wordt kleiner. Hoe meer vrije 107 ° 107 ° elektronenparen, hoe kleiner de bindingshoek. 104 ° boek p 137 40  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Afwijkingen op theoretische bindingshoeken N en P hebben 1 vrij elektronenpaar O en S hebben 2 vrije elektronenparen Bij grotere centrale atomen hebben de vrije e-paren meer bewegingsruimte  de bindingshoek wordt kleiner boek p 137 41  Ruimtelijke bouw van moleculen: 3. Sterisch getal en ruimtelijke ordening Afwijkingen op theoretische bindingshoeken Binnen zelfde periode : hier is het aantal vrije e- paren doorslaggevend vb : CH4 > NH3 > H2O Binnen zelfde groep : invloed van vrij e- paar groter naarmate centrale atoom groter is vb NH3 > PH3 boek p 137 42  Aan de slag Boek p 155 oefening 3,5,7 + extra oef 43 Extra oefening 1 Aan de slag 44 Extra oefening 1 Aan de slag SG : Ruimtelijke oriëntatie : Theoretische bindingshoek: Ruimtelijke voorstelling : 45 Extra oefening 2 Aan de slag SG : Ruimtelijke oriëntatie : Theoretische bindingshoek: Ruimtelijke voorstelling : 46 Oef 7 blz 155 Aan de slag Zie theorie ! SG : Ruimtelijke oriëntatie : Theoretische bindingshoek: Ruimtelijke voorstelling : 47 Oef 7 blz 155 Aan de slag H H Etheen : C2H4 C C SG : H H Ruimtelijke oriëntatie : Theoretische bindingshoek: Ruimtelijke voorstelling : 48 Oef 7 blz 155 Aan de slag H C O Ethanal : CH2O H SG : Ruimtelijke oriëntatie : Theoretische bindingshoek: Ruimtelijke voorstelling : 49 oefening 3 blz 155 Aan de slag 50 oefening 5 blz 155 Aan de slag 51 52 Thema 02 ATOOMBOUW HOOFDSTUK 2 : DE KWANTUMGETALLEN P68-80 53  Leerdoelen Je leert nu: -Het atoommodel van Sommerfeld (opsplitsing van energieniveaus op basis van lijnenspectra ) uitleggen -De betekenis van de kwantumgetallen koppelen aan de orbitalen -Een overzicht van de energieniveaus in een atoom geven en uitleggen dat de energie van de elektronen in een atoom gekwantiseerd is 54 ERZICHT HOOFDSTUK 2: De kwantumgetallen. Kort overzicht van verdere evolutie van het atoommodel 1.Hoofd- en nevenkwantumgetal 2.Magnetisch kwantumgetal en spinkwantumgetal 55  Het atoommodel van Bohr werd verfijnd door Sommerfeld maar ook dit model geeft nog geen verklaring voor eigenschappen zoals de ruimtelijke structuur van moleculen. De kwantummechanica verving begin 20e eeuw het klassieke beeld van schillen en elektronen op vaste banen door onzekerheid, statistiek en golfvergelijkingen. 56 ERZICHT HOOFDSTUK 2: De kwantumgetallen. Kort overzicht van verdere evolutie van het atoommodel 1.Hoofd- en nevenkwantumgetal 2.Magnetisch kwantumgetal en spinkwantumgetal 57  De kwantumgetallen : Atoommodel van Bohr kon alleen maar het lijnenspectrum van H- atoom verklaren. Er bleek echter dat de ‘brede’ spectraallijnen zijn samengesteld uit zeer dicht op elkaar gelegen ‘smalle’ lijntjes. Sommerfeld interpreteerde dit als een opsplitsing van de 7 hoofdenergieniveaus in een aantal subniveaus. 1868 - 1951 Bohr Sommerfeld De kwantumgetallen : Bohr Sommerfeld  De kwantumgetallen : Sommerfeld stelt vast dat de kleurvariaties in de emissiespectra niet scherp afgelijnd zijn. Dit leidt tot het definiëren van subschillen. Boek p 69 60  De kwantumgetallen : Sommerfeld ontdekt dat je een schil nog verder kan opsplitsen in max 4 s(harp), p(rincipal), d(iffuse) en f(undamental) geven de helderheid van de overeenstemmende subniveaus: s, p, d spectraallijnen aan. en f Boek p 69 61  De kwantumgetallen : Het hoofdkwantumgetal n n geeft nummer van de schil of het hoofdniveau en dus ook de afstand kern-elektron of deenergie van het elektron 1≤ n ≤ 7 of K, L, M, N; O, P, Q bezetting: 2 n² elektronen per schil (tot n=4), max 32 elektronen 62  De kwantumgetallen : Het hoofdkwantumgetal n Bezetting : maximaal 2n2 elektronen (32 max) 2 n=1  maximaal … elektronen 8 n=2  maximaal … elektronen 18 n=3  maximaal … elektronen 3 n=4  2 maximaal … elektronen 32 2n² geldt niet meer n = 5  maximaal … elektronen 63 18 2n² geldt niet n = 6 of 7  maximaal … meer elektronen  De kwantumgetallen : Het nevenkwantumgetal l Sommerfeld stelde dus voor dat een elektronenschil of hoofdenergieniveau samengesteld is uit meerdere energieniveaus: de subniveaus. Gerangschikt volgens toenemende energie noemt men ze de s-, p-, d- en f subniveaus (sharp, principal, diffuse en fundamental). Het aantal subniveaus in éénzelfde hoofdschil is gelijk aan n (het nummer van de hoofdschil) maar er komen ten hoogste 4 subniveaus voor. De maximale elektronenbezetting per subniveau bedraagt respectievelijk 2, 6, 10, 14 voorgesteld als s2 p6 d10 f14  De kwantumgetallen : Het nevenkwantumgetal l → l geeft het subniveau Neven- maximaal aantal elektronen in kwantumgetal l=0 s-subniveau 2 l=1 p-subniveau 6 l=2 d-subniveau 10 l=3 f-subniveau 14 65  De kwantumgetallen : Het nevenkwantumgetal l → l geeft het subniveau 66  De kwantumgetallen : Het nevenkwantumgetal l n 2n2 Verband tussen atoommodel van Bohr en atoommodel van Sommerfeld 67  Het atoommodel van Bohr (hoofdenergieniveaus) werd dus verfijnd door Sommerfeld (subniveaus) maar ook dit model geeft nog geen verklaring voor eigenschappen zoals de ruimtelijke structuur van moleculen. Wetenschappers ontdekten reeds dat elektronen niet in een perfect cirkelvormige baan rond de kern bewogen. Het was Schrödinger die met de Schrödingervergelijkingen de ruimtelijke vorm van een orbitaal beschreef. 68  Schrödinger beschreef de beweging van elektronen door golfvergelijkingen. Voor elk elektron in een atoom kan je een unieke Schrödingervergelijking opstellen. Met deze vergelijking kan je punten in een x,y,z-assenstelsel berekenen. Deze punten geven informatie over de waarschijnlijkheid dat het elektron zich op een bepaalde plaats in het atoom bevindt. Bereken je een groot aantal punten, dan krijg je een stippendiagram. 69  Gebieden met 90% kans om een elektron aan te treffen bakende Schrödinger af met contourlijnen. De gebieden noemde hij orbitalen. Opmerking: onthoud dat een orbitaal geen bestaand object is, wel een denkbeeldig gebied, bepaald door een waarschijnlijkheid van 90% om er een bepaald elektron aan te treffen. 70  De kwantumgetallen : Boek p 71 Het nevenkwantumgetal l Later wordt het nevenkwantum-getal gelinkt met de bewegingsvrijheid van de elektronen. Schrödinger beschrijft de ruimtelijke vorm van deze figuren die men orbitalen noemt. 71  De kwantumgetallen : Het nevenkwantumgetal l geeft het subniveau = beschrijft de vorm van de orbitalen Een orbitaal = een beschrijving van de ruimte waarin de kans om het elektron aan te treffen 90% is. 72  De kwantumgetallen : Het nevenkwantumgetal l 0 ≤ l ≤ ( 𝑛− 1 ) enl toch samen in zelfde magnetische niveau?? Naast beweging rond de kern draaien ze ook rond hun eigen as = spin van elektron Deze rotatie veroorzaakt een magnetisch veld= magnetische kracht 2 spinbewegingen : positieve spin : tegenwijzerzin = spin up negatieve spin : wijzerzin = spin down Elektronen samen in 1 magnetisch niveau moeten tegengestelde spin bezitten => magnetische aantrekking compenseert de elektrostatische afstoting (geen botsing en geen afstoting) = doublet =elektronenpaar boek p 76 − 77 88  De kwantumgetallen : Het spinkwantumgetal ms Er zijn ook dus energieverschillen tussen elektronen die zich binnen een orbitaal bevinden dat beschreven wordt door eenzelfde hoofd- en neven- en magnetisch kwantumgetal. boek p 76 − 77 89  De kwantumgetallen : Het spinkwantumgetal ms ms beschrijft de draaizin van het elektron rond zijn eigen as wijzerszin of spin up: ms = - ½ tegenwijzerszin of spin down: ms = + ½ Hiermee kan ook verklaard worden waarom elektronenparen bestaan! 90  De kwantumgetallen : Het quantummechanisch atoommodel : 91  De kwantumgetallen : Het quantummechanisch atoommodel : Het beeld van elektronen die op schillen ronddraaien geldt niet meer. De elektronen bevinden zich met een waarschijnlijkheid van 90% in de orbitalen zoals voorgesteld op de figuur en de elektronenmantel is een negatieve ladingswolk die uitgesmeerd is rond de kern. Toch mag je aannemen dat het totaal van alle orbitalen van een atoom altijd een bolvormige ladingswolk rond de kern oplevert. Voorstelling van Ne 10 Daardoor kun je atomen nog altijd voorstellen als bollen. 92  Aan de slag Boek p 80 oefening 1 tot 4 93  Aan de slag Boek p 80 oefening 1 tot 4 94  Aan de slag Boek p 80 oefening 1 tot 4 95  Aan de slag Boek p 80 oefening 1 tot 4 Jood Kalium Aluminium 96  Aan de slag Boek p 80 oefening 1 tot 4 97 Thema 02 ATOOMBOUW HOOFDSTUK 4+5 :VERBANDEN TUSSEN PERIODIEKE EIGENSCHAPPEN EN HUN ELEKTRONENCONFIGURATIE P96-103 98  Leerdoelen Je leert nu: -Het verband leggen tussen de afmetingen van atomen en ionen en hun elektronenconfiguratie -Het verband te leggen tussen de plaats van elementen in het PSE en hun elektronenconfiguratie -Het verband te leggen tussen hun (niet-)metaalkarakter en hun elektronenconfiguratie -(Het verband te leggen tussen hun ionisatie-energie en hun elektronenconfiguratie) 99 ERZICHT HOOFDSTUK 4: Afmetingen van de atomen en ionen. 1.Herhaling PSE 2.Afmetingen van de atomen en de ionen 3.Metaal en niet metaalkarakter 4.De regel van Hund 5.Inversies en stabiele elektronenconfiguraties 100  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Herhaling boek p 101  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Herhaling Hoofdgroepen (a-groepen) Nevengroepen (b-groepen) transistie-elementen of overgangsmetalen  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Herhaling Welke informatie geeft - het nummer van de periode? → Het hoofdkwantumgetal = het aantal bezette schillen - het groepsnummer in Romeins → cijfers? a-groepen: het aantal elektronen in de buitenste schil → b-groepen: het aantal dat het atoom zou moeten afstaan om de edelgasconfiguratie te bekomen - het → geeft blok aan waartoe in welk het(s,element soort orbitaal p, d of laatst geplaatste komt behoort? f) het boek p 103  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Herhaling Overzicht: het orbitaal met het laatst geplaatste elektron wordt vermeld 104 ERZICHT HOOFDSTUK 4: Afmetingen van de atomen en ionen. 1.Herhaling PSE 2.Afmetingen van de atomen en de ionen 3.Metaal en niet-metaalkarakter 4.De regel van Hund 5.Inversies en stabiele elektronenconfiguraties 105  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Afmetingen van de atomen en ionen ◦ Afmeting atoom met behulp van atoomstraal ◦ Atoomstraal => afstand tussen 2 kernen in diatomische verbinding boek p 96 −99 106  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Afmetingen van de atomen en ionen ◦Wat bepaalt de grootte van je atoomstraal? ◦ 1) Aantal bezette hoofdenergieniveaus (schillen) ◦ In zelfde groep : toename van boven naar onder ◦ 2) Aantal ladingen => wet van Coulomb ◦ In zelfde periode afname van links naar rechts boek p 96 −99 107  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Afmetingen van de atomen en ionen 𝒌.|𝑸 𝟏|.|𝑸 𝟐| 𝒁 ↑ 𝒅𝒖𝒔 𝑸 𝒌𝒆𝒓𝒏 ↑ → |𝑭 |= 𝒓² Uitzondering edelgassen! Volledig bezette orbitalen => afschermen van elektronen 𝒏↑ boek p 96 −99 108  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Afmetingen van de atomen en ionen Meer elektronen en protonen op evenveel schillen. De kernlading stijgt en de buitenste elektronen worden sterker aangetrokken door de kern=> kleinere straal Het aantal schillen stijgt, het buitenste elektron zit verder weg van de kern en wordt dus minder sterk aangetrokken. => de straal neemt toe boek p 96 −99 109  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Afmetingen van de atomen en ionen Men stelt vast dat … boek p 96 −99 110  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Afmetingen van de atomen en ionen Men stelt vast dat … boek p 96 −99 111  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Afmetingen van de atomen en ionen Men stelt vast dat … boek p 96 −99 112  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Afmetingen van de atomen en ionen Meer en aantal p = cte meer repulsie tussen groter ion Nog meer en aantal p = cte 136 pm nog meer repulsie tussen de Minder en aantal p = cte, nog groter ion 140pm meer meer aantrekkingskracht per 95pm door de kern kleiner ion Nog minder en aantal p = cte 65pm nog meer aantrekkingskracht per door boek de p 96kern −99 113  Aan de slag blz99 Boek p 99 ERZICHT HOOFDSTUK 4: Afmetingen van de atomen en ionen. 1.Herhaling PSE 2.Afmetingen van de atomen en de ionen 3.Metaal en niet-metaalkarakter 4.De regel van Hund 5.Inversies en stabiele elektronenconfiguraties 115  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Metaal en niet metaalkarakter ◦ Metaal = elektropositief => geven valentie elektronen af => pos ion= kation ◦ M  Mx+ + x e- ◦ Niet-metaal = elektronegatief => nemen elektronen op => neg ionen = anionen ◦ nM + ye-  nMy- boek :extra 116  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Metaal en niet metaalkarakter Hoe groter de ENW, hoe sterker het niet-metaalkarakter Hoe kleiner de ENW, hoe sterker het metaalkarakter ENW = Een maat voor de sterkte waarmee een atoom zijn elektronen aantrekt Ingevoerd door Linus Pauling (1901-1994), o.a. berekend uit de IE- en EA-waarden van de atomen boek :extra 117  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Metaal en niet metaalkarakter Niet-metaalkarakter stijgt: niet-metalen nemen elektronen op en vormen negatieve ionen sterkste niet- metaal Metaalkarakt er stijgt: metalen geven gemakkelijk sterkste elektronen af metaal en vormen positieve ionen boek :extra 118 ERZICHT HOOFDSTUK 5: Ionisatie-energie. 1.Herhaling PSE 2.Afmetingen van de atomen en de ionen 3.Metaal en niet-metaalkarakter 4.Ionisatie-energie 5.Inversies en stabiele elektronenconfiguraties 119  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Ionisatie-energie (IE) Ionisatie-energie = Dit is de hoeveelheid energie (eenheid die nodig is om een elektron weg te halen bij een atoom in de gasfase en er zo een positief ion van te maken. Lithiu m Boek p 100 -101 120  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Ionisatie-energie (IE) Uit de tabel valt meteen op: → (met enkele uitzonderingen). Een al positief geladen ion laat moeilijker een los. Bij de elementen waar : als deze elementen 1 elektron kwijt zijn, bekomen zij al een stabielere toestand waarbij de orbitalen volledig of half gevuld zijn. De gekleurde cellen bevatten - waarden die lager liggen dan verwacht. Boek p 100 -  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Ionisatie-energie (IE) Uit de tabel valt meteen op: → (met enkele uitzonderingen) het 3de bevindt zich in een lager hoofdkwantum (=schil) en zit dus dichter bij de kern. Bovendien heeft de edelgas-configuratie bereikt. Zoals dat bij Be gebeurt bij , gebeurt dat bij Li bij en bij C bij. Boek p  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Ionisatie-energie (IE) In eenzelfde groep stijgt de van onder naar boven omdat het aantal schillen daalt. De elektronen zitten dichter bij de kern en worden dus sterker aangetrokken. In eenzelfde periode stijgt de van links naar rechts omdat de kernlading stijgt. Steeds meer protonen oefenenen een aantrekkingskracht uit op de elektronen. 123 Boek p ERZICHT HOOFDSTUK 5: Ionisatie-energie. 1.Herhaling PSE 2.Afmetingen van de atomen en de ionen 3.Metaal en niet-metaalkarakter 4.Ionisatie-energie 5.Elektronenaffiniteit 124  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Elektronenaffiniteit (EA) Elektronenaffiniteit = Dit is de hoeveelheid energie die vrijkomt bij opname van een elektron door een gasvormig atoom om er een negatief geladen ion van te maken. De evolutie van de in het PSE is gelijkaardig aan die van de Je kan de verklaringen die bij werden gegeven ook hier gebruiken. 125  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Elektronenaffiniteit (EA) IE en EA dalen van rechts naar links en van boven naar onder in het PSE. Metalen: kleine IE ! (kleine EA) Niet- metalen: (grote IE) grote EA ! groepsnummer 126  Verbanden elektronenconfiguratie en periodieke eigenschappen: Overzicht : ionisatie-energie elektronenaffiniteit elektronenaffiniteit ionisatie-energie atoomstraal k t er l k ar a etaa ter - m a k Nie t a l kar ta Me atoomstraal 127  Aan de slag blz 103 a b c d Boek p 103 Thema 02 ATOOMBOUW HOOFDSTUK 3 : DE ELEKTRONENCONFIGURATIE MET ORBITALEN P81-96 129  Leerdoelen Je leert nu: -De elektronenconfiguratie van elementen uit de a-groepen en de b-groepen schrijven: de opvullingsvolgorde van de orbitalen en inversie -Het verband tussen die elektronenconfiguraties en de opbouw van het periodiek systeem beschrijven: de blokken in het PSE -Elektronenconfiguraties met pijltjes schrijven en de regel van Hund en het uitsluitingsprincipe van Pauli toepassen 130 ERZICHT HOOFDSTUK 3: De elektronenconfiguratie met orbitalen. 1.Het uitsluitingsprincipe van Pauli 2.Opvullingsvolgorde van orbitalen 3.Elektronenconfiguratie met spinaanduiding = het hokjesmodel 4.De regel van Hund 5.Inversies en stabiele elektronenconfiguraties 131  De elektronenconfiguratie: Elektronenconfiguratie = vertaling van het atoommodel in een symbolische voorstelling van de verdeling van de elektronen over de schillen de subniveaus de magnetische niveaus  3 voorstellingswijzen :  De exponentiële notatie  11 Na : 1s2 2s2 2p6 3s1  De boxnotatie of hokjesvoorstelling 11 Na        De verkorte elektronenconfiguratie  11 Na : [Ne] 3s1 boek p 81 132  De elektronenconfiguratie: Het uitsluitingsprincipe van Pauli  Aanvulling kwantumgetallen : In eenzelfde atoom kunnen geen twee dezelfde elektronen gevonden worden => binnen eenzelfde atoom bezit elk elektron een verschillend energieniveau  In eenzelfde atoom verschilt elk elektron van een ander elektron door minstens één van zijn kwantumgetallen: hoofdniveau, subniveau, magnetisch niveau (orbitaal) of spin boek p 81 133  De elektronenconfiguratie: Het uitsluitingsprincipe van Pauli Gevolg Maximaal 2 elektronen in één orbitaal 2 elektronen in eenzelfde orbitaal hebben steeds een verschillende spintoestand; ze vormen een doublet of gepaarde elektronen Op elk energieniveau is er een beperkt aantal elektronen boek p 81 134 ERZICHT HOOFDSTUK 3: De elektronenconfiguratie met orbitalen. 1.Het uitsluitingsprincipe van Pauli 2.Opvullingsvolgorde van orbitalen 3.Elektronenconfiguratie met spinaanduiding = het hokjesmodel 4.De regel van Hund 5.Inversies en stabiele elektronenconfiguraties 135  De elektronenconfiguratie: Opvullingsvolgorde (exponentiële notatie) Basisregels e- in grondtoestand krijgen steeds het laagst mogelijk energieniveau Binnen zelfde hoofdniveau : eerst opvulling van orbitalen met lagere energie-inhoud, dan pas aanvulling van orbitalen met hogere energie-inhoud Eerst s-orbitaal->p-orbitaal->d-orbitaal->p-orbitaal Notatie Noteer de symbolen van bezette orbitalen volgens toenemende energie (s, p, d, f) Het cijfer duidt het hoofdenergieniveau aan De exponent geeft aan hoeveel elektronen zich in dit orbitaal bevinden boek p 82 −86 136  De elektronenconfiguratie: Opvullingsvolgorde Notatie Noteer de symbolen van bezette orbitalen volgens toenemende energie (s, p, d, f) Het cijfer duidt het hoofdenergieniveau aan De exponent geeft aan hoeveel elektronen zich in dit orbitaal bevinden Voorbeeld : Magnesium Mg heeft Z Mg bezit dus 12 atoomnummer =12 elektronen Orbitalen opvullen volgens stijgend energieniveau: 1s 2e 2s 2e Exponentiële voorstelling 2p 6e elektronenconfiguratie: 12Mg :1s 2s 2p 3s 2 2 6 2 3s 2e boek p 82 −86 137  De elektronenconfiguratie: Opvullingsvolgorde Maar vanaf hoofdniveau 3 overlappen de energieniveaus van subniveaus met verschillend hoofdkwantumgetal elkaar Energie Rangschikking van de schillen (links) en van de subniveaus (rechts) tot en met schilnummer 4 volgens energie-inhoud. boek p 81 −86 138  De elektronenconfiguratie: Opvullingsvolgorde Dus maken we gebruik van een geheugensteuntje om volgorde te onthouden de referentiediagonaal Hieruit kan de volgorde van opvullen van de subniveaus worden afgeleid:1s  2s  2p  3s  3p  4s  3d  4p  5s  4d  5p  6s  … boek p 81 −86 139  De elektronenconfiguratie: Opvullingsvolgorde boek p 81 −86 140  De elektronenconfiguratie: Opvullingsvolgorde : oefeningen 1 Schrijf de elektronenconfiguratie 2 Welke gelijkenis vertonen de elektronenconfiguraties van deze→ atomen? Het laatst toegevoegde elektron komt in een s-orbitaal terecht. 3 Zoek deze elementen op in het PSE. Wat valt op? → Deze elementen staan allemaal in groep Ia in het PSE boek p 84 141  De elektronenconfiguratie: Opvullingsvolgorde : oefeningen 1 Schrijf de elektronenconfiguratie 2 Welke gelijkenis vertonen de elektronenconfiguraties van deze→ atomen? Het laatst toegevoegde elektron komt in een p-orbitaal terecht. 3 Zoek deze elementen op in het PSE. Wat valt op? → Deze elementen staan allemaal in groep VIa in het PSE boek p 84 142  De elektronenconfiguratie: Elektronenconfiguratie vs PSE Besluit : Het periodenummer is altijd gelijk aan het hoogste kwantumgetal van dat element Het blok waartoe het element wordt bepaald door laatste opgevulde orbitaal s-blok en p-blok = hoofdgroepen d-blok = overgangselementen van b-groep f-blok = actiniden en lanthaniden Het aantal elektronen in het laatste opgevulde orbitaal bepaalt de plaats in het blok in het PSE boek p 84 −85 143  De elektronenconfiguratie: Elektronenconfiguratie vs PSE Lanthaniden Actiniden hoofdgroep B-groepen of en Actiniden en overgangselementen lanthaniden 144  De elektronenconfiguratie: Elektronenconfiguratie vs PSE oefening Van welk element is de elektronenverdeling Stap 1 Bepaal het hoogste hoofdkwantumgetal (= nummer van de buitenste schil). Periode 3. Stap 2 Bepaal in welk soort orbitaal het laatste elektron komt. p-blok Stap 3 Hoeveel elektronen zitten in het laatst opgevulde orbitaal? 5de element in het Het element is chloor p-blok boek p 84 −85 145  De elektronenconfiguratie: Elektronenconfiguratie vs PSE oefening Van welk element is de elektronenverdeling 4 = …. → hoogste hoofdkwantumgetal 4 → Laatste elektrondin …. orbitaal d → 1 elektronen in het laatst opgevulde orbitaal 1 ….. 0 element ….. van dat blok 0 Het element is zink 146 ERZICHT HOOFDSTUK 3: De elektronenconfiguratie met orbitalen. 1.Het uitsluitingsprincipe van Pauli 2.Opvullingsvolgorde van orbitalen 3.Elektronenconfiguratie met spinaanduiding = het hokjesmodel 4.De regel van Hund 5.Inversies en stabiele elektronenconfiguraties 147  De elektronenconfiguratie: Het hokjesmodel = boxnotatie In de exponentiële voorstelling van de elektronenconfiguratie krijgen we info over het energieniveau en de vorm van het orbitaal waarin het elektron zich bevindt ( hoofd- en nevenkwantumgetal).Maar het vertelt ons niets over de oriëntatie van het orbitaal waarin het zich bevindt of over zijn spin (magnetisch- en spin kwantumgetal) boek p 86 −87 148  De elektronenconfiguratie: Het hokjesmodel = boxnotatie Door gebruik te maken van het hokjesmodel( boxnotatie) kan je ook info meegeven over in welk magnetisch subniveau het elektron zich bevindt en welke spin het bezit. In de boxnotatie : De magnetische subniveaus worden voorgesteld door hokjes Voor hetzelfde subniveau (nevenkwantumgetal) worden alle hokjes aan elkaar vast getekend Elektronen worden voorgesteld door pijltjes Een opwaarts pijltje = spin up, een neerwaarts pijltje = spin down Pauli-verbod blijft gelden => nooit 2 maal zelfde spin in 1 hokje boek p 86 −87 149  De elektronenconfiguratie: Het hokjesmodel : Regel van Hund Bij het opvullen van de magnetische subniveaus moet men ook rekening houden met de regel van Hund De regel van hund stelt : elektronen in een gelijksoortig orbitaal van hetzelfde energieniveau hebben zo veel mogelijk dezelfde spin Het gevolg daarvan is voor de opvulling : Elektronen in eenzelfde orbitaalblok ( met zelfde n) zijn maximaal ongepaard Als alle orbitaalblokken een ongepaard elektron bezitten pas dan worden paren gevormd binnen eenzelfde magnetisch subniveau (blokje) Voorbeeld: 6 C boek p 87 −88 150  De elektronenconfiguratie: Het hokjesmodel : Regel van Hund Elektronenconfigura 1s2 2s2 2p4 tie: 1 2 2px 2py s s 2pz Elektronenconfigura 1s2 2s2 2p3 tie: 1 2 2px 2py s s 2pz boek p 87 −88 151  De elektronenconfiguratie: Het hokjesmodel : oefening a) Schrijf de elektronenconfiguratie met orbitalen voor vanadium b) Noteer de elektronenconfiguratie met spinaanduiding = hokjesmodel, boxnotatie of orbitaaldiagram 𝑉 c) Teken de lewisnotatie van vanadium: boek p 87 −88 152  De elektronenconfiguratie: De vereenvoudigde weergave De vereenvoudigde weergave : Tussen rechthoekige haakjes noteer je het symbool van het voorafgaande edelgas, gevolgd door de normale weergave voor de overige bezette orbitalen. Elektronenconfigura Vereenvoudige tie: Elektronenconfiguratie: Zuurstof 1s2 2s2 2p4 Calcium 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 boek p 88 −89 154  De elektronenconfiguratie: De vereenvoudigde weergave De vereenvoudigde weergave : Tussen rechthoekige haakjes noteer je het symbool van het voorafgaande edelgas, gevolgd door de normale weergave voor de overige bezette orbitalen. Vereenvoudige Elektronenconfigura tie: Elektronenconfiguratie: Zuurstof 1s2 2s2 2p4 Calcium 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 boek p 88 −89 155  De elektronenconfiguratie: De vereenvoudigde weergave : oefening Vanadium 1s² 2s² 2p 6 3s² 3p 6 4s² 3d 3 Noteer de verkorte elektronenconfiguratie   Ar 4s² 3d 3 boek p 88 −89 156  Aan de slag Boek p 94 oefening 1,2,4,8,9,10,12,15 157 Boek p 92 oefening 1 Aan de slag 158 Boek p 92 oefening 2 Aan de slag 159 Boek p 92 oefening 4 Aan de slag 160 Boek p 92 oefening 8 Aan de slag 161 Boek p 92 oefening 9 Aan de slag 162 Boek p 92 oefening 10 Aan de slag 163 Boek p 92 oefening 15 Aan de slag 164 ERZICHT HOOFDSTUK 3: De elektronenconfiguratie met orbitalen. 1.Het uitsluitingsprincipe van Pauli 2.Opvullingsvolgorde van orbitalen 3.Elektronenconfiguratie met spinaanduiding = het hokjesmodel 4.De regel van Hund 5.Inversies en stabiele elektronenconfiguraties 165  De elektronenconfiguratie: Inversies en stabiele elektronenconfiguraties In 2de graad werd gezien dat atomen steeds streven naar een edelgasconfiguratie ( volledig bezette laatste schil) Met het huidige model kunnen we stellen : edegasconfiguratie = volledig gevulde orbitalen Uit experimenten en gedrag van atomen kon men afleiden dat sommige elektronenconfiguraties stabieler zijn dan andere waardoor er uitzonderingen ontstaan bij de opvulling van de orbitalen => inversies Chroom Z= 24 Verwachte opvulling Werkelijke opvulling boek p 89 −93 166  De elektronenconfiguratie: Inversies en stabiele elektronenconfiguraties Atomen bekomen stabiele elektronenconfiguraties als de laatste orbitalen  ofwel half gevuld zijn  ofwel volledig gevuld zijn Ze kunnen die toestand bereiken via  Inversie  Ionvorming boek p 89 −93 167  De elektronenconfiguratie: Inversies en stabiele elektronenconfiguraties : inversie half gevulde orbitalen dankzij inversie We hernemen terug het voorbeeld van Chroom Schrijf de verkorte elektronenconfiguratie en het orbitaaldiagram van Normaal: In werkelijkheid: Een elektron verhuist van een 4s (hoger in energie) naar 3d (lager in energie). Alle orbitalen zijn half gevuld. boek p 89 −93 168  De elektronenconfiguratie: Inversies en stabiele elektronenconfiguraties : inversie volledig gevulde orbitalen dankzij inversie Schrijf de verkorte elektronenconfiguratie en het orbitaaldiagram van Ag (Z=47) Normaal: In werkelijkheid: boek p 89 −93 169  De elektronenconfiguratie: Inversies en stabiele elektronenconfiguraties : inversie => Elementen met 4 of 9 elektronen in d-niveau zullen hoofdzakelijk inversie vertonen boek p 89 −93 170  De elektronenconfiguratie: Inversies en stabiele elektronenconfiguraties : inversie boek p 89 −93 171  De elektronenconfiguratie: Inversies en stabiele elektronenconfiguraties : ionvorming Volledig gevulde orbitalen dankzij vorming van ionen 2− →𝑆 Door 2 extra elektronen op te nemen kan zwavel zijn laatste orbitaal ( 3p) volledig vullen +¿ ¿ → 𝑁𝑎 Door door 1 elektron af te geven bekomt natrium volledig bezet orbitalen en tevens de edelgasconfiguratie boek p 89 −93 172  De elektronenconfiguratie: Inversies en stabiele elektronenconfiguraties : ionvorming Waar in het PSE bevinden de overgangsmetalen zich voornamelijk ? d-blok ( bijv : Zn, Ni, Mn, Fe, Cu, Hg) Wat is kenmerkend voor hun elektronenconfiguratie ? Er wordt steeds eerst een s-orbitaal opgevuld en dan pas het d-orbitaal Welke ionlading verwacht je dan bij deze overgangsmetalen? Ionlading 2+ want de elektronen van het hogere hoofdenergieniveau ( in dit geval het s –orbitaal) worden eerst geïoniseerd Overgangsmetalen vaak ionlading 2+ boek p 89 −93 173  De elektronenconfiguratie: Elektronenconfiguratie vs PSE Lanthaniden Actiniden hoofdgroep B-groepen of en Actiniden en overgangselementen lanthaniden boek p 89 −93 174  De elektronenconfiguratie: Inversies en stabiele elektronenconfiguraties ionvorming Inversie heeft gevolgen voor de ionvorming Welk ion vormt Cr? +¿ ¿ 𝐶𝑟 Het zijn steeds de elektronen van de hoogste schil die uitgewisseld worden Zonder inversie 𝐶𝑟 2+ ¿¿ boek p 89 −93 175  De elektronenconfiguratie: Inversies en stabiele elektronenconfiguraties ionvorming Inversie heeft gevolgen voor de ionvorming => Welk ion vormt Ag? +¿ ¿ 𝐴𝑔 Het zijn steeds de elektronen van de hoogste schil die uitgewisseld worden boek p 89 −93 176  De elektronenconfiguratie: Inversies en stabiele elektronenconfiguraties ionvorming Stabiele elektronen configuratie => meerdere ionen mogelijk Welk ionen vormt Fe? 1. Vereenvoudigde configuratie Eerste mogelijke ionisatie: Het zijn steeds de elektronen van de hoogste schil die uitgewisseld worden 2+ ¿¿ 𝐹𝑒 boek p 89 −93 177  De elektronenconfiguratie: Inversies en stabiele elektronenconfiguraties ionvorming Stabiele elektronen configuratie => meerdere ionen mogelijk Welk ionen vormt Fe? 1. Vereenvoudigde configuratie Tweede mogelijke ionisatie: ( elektronen uit 4s al reeds verdwenen) Een half bezet d-orbitaal is een stabiele configuratie 3+ ¿¿ 𝐹𝑒 boek p 89 −93 178  De elektronenconfiguratie: Inversies en stabiele elektronenconfiguraties : Inversie ionvorming INVERSIE IONVORMING Gebeurt zonder externe Een ander atoom moet invloed. elektronen opnemen of Een elektron wordt verplaatst afgeven van een s-orbitaal naar een d- Het atoom geeft elektronen orbitaal met een lager af aan een ander atoom of hoofdkwantumgetal binnen hetzelfde atoom neemt elektronen op van een ander atoom Gebeurt enkel indien het atoom hierdoor een volledig of Beide atomen bekomen een half gevuld d-orbitaal hierdoor een stabielere bekomt elektronen-configuratie Niet elk atoom zal altijd (niet altijd de inverteren(bv Cu inverteert edelgasconfiguratie) soms wel en soms niet) 179  Aan de slag Boek p 94 oefening 1,2,3,4,5,7,8,9,10,11,12,13,14,15 180 Thema 02 ATOOMBOUW HOOFDSTUK 1 : OP WEG NA AR EEN NIEUW ATOOMMODEL P52-67 181 ERZICHT HOOFDSTUK 1: Op weg naar een nieuw atoommodel. Herhaling 1. De grondtoestand en aangeslagen toestand van een elektron 2. Energie als een golfbeweging 3. Emissiespectra 4. Het duale karakter van een elektron 5. De onzekerheden van Heisenberg 182  Leerdoelen Je kunt al: ­ Het atoommodel van Bohr-Rutherford toelichten ­ De elektronenconfiguratie van een atoom schrijven met het aantal elektronen per schil; ­ Uitleggen dat het gecombineerde atoommodel van Bohr-Rutherford sprak over 7 schillen of energieniveaus ; ­ Uitleggen hoeveel gepaarde en ongepaarde elektronen er per schil kunnen zijn. ­ De grootte van een atoom inschatten aan de hand van het aantal schillen ­ Uitleggen dat er negatieve en positieve deeltjes in een atoom zitten die elkaar aantrekken 183  Leerdoelen Je leert nu: - Het duale karakter van een elektron als massa en energiedeeltje beschrijven; - De theorie omtrent de verdeling van elektronen rond het atoom begrijpen aan de hand van de orbitaaltheorie - De energieniveaus in een atoom verder opdelen - Uitleggen dat de energie van de elektronen in een atoom gekwantiseerd is. - De opvullingsvolgorde van de orbitalen toepassen en het begrip “inversie” begrijpen - De atoom- en ionafmetingen nauwkeuriger voorspellen en verklaren - De grootteorde van ionisatie-energie van atomen en ionen verklaren 184 ERZICHT HOOFDSTUK 1: Op weg naar een nieuw atoommodel. Herhaling 1. De grondtoestand en aangeslagen toestand van een elektron 2. Energie als een golfbeweging 3. Emissiespectra 4. Het duale karakter van een elektron 5. De onzekerheden van Heisenberg 185  Herhaling : A. Atoommodel van Democritus Atomen zijn de kleinste ondeelbare deeltjes waaruit materie is opgebouwd 460 v Chr – ca 370 v Chr 186  Herhaling : B. Atoommodel van Dalton Materie  Alle materie is opgebouwd uit ondeelbare en onvernietigbare atomen Moleculen  Atomen zijn massieve bollen atomen 1766 - 1844  Atomen van eenzelfde element zijn gelijk  Atomen van verschillende elementen verschillen in massa en verschillen in chemische eigenschappen 187  Herhaling : C Atoommodel van Thomson  Atomen zijn massieve bollen  Buitenkant atoom zitten negatieve deeltjes  Binnenkant atoom zitten 1856 - 1940 positieve deeltjes 188  Herhaling : D Atoommodel van Rutherford  Atoom opgebouwd uit Massa atoom kern  Protonen = positief geladen p+  deeltjes neutronen = deeltjes zonder n0 lading 1871 - 1937 elektronenwolk of elektronenmantel = ijle ruimte rond de kern  elektronen = negatief geladen e- deeltjes 189  Herhaling : D Atoommodel van Rutherford 190  Herhaling : Blz 52 D Atoommodel van Rutherford 1 u = 1,6605.10-27 Massa van een atoom kg deeltje Symbool Lading Massa (kg) Massa (u) Elektron e- -1 0,9109.10-30 Te verwaarlozen Proton p+ +1 1,6721.10-27 1 neutron n0 0 1,6745.10-27 1 191  Herhaling : Blz 52 D Atoommodel van Rutherford Ladingen van de elementaire deeltjes Relatieve deeltje Symbool Lading lading Elektron e- -1,60.10-19C -1 Proton p+ +1,60.10- +1 19 C neutron n0 0C 0 192  Herhaling : D Atoommodel van Rutherford Atoomnummer Z  Geeft informatie over het totaal aantal protonen in de  kern Voorlopig ook informatie over het totaal aantal elektronen in de elektronenmantel Voorbeel d Atoomnummer Naam Symbool Aantal p+ Aantal e- Z element waterstof 1 1 1 H helium 2 2 2 He barium 56 56 56 Ba zink 30 30 30 Zn 193  Herhaling : D Atoommodel van Rutherford Massagetal A Massa van een atoom zit volledig in de kern massagetal A = aantal protonen + aantal neutronen A = aantal p+ + aantal n0 aantal p+ = A - aantal n0 aantal n0 = A - aantal p+ 194  Herhaling : Voorbeelde n gegeven aantal e-: 11 Na Z = 11 aantal p+: 11 A = 23 aantal n0: 23 – 11 = 12 H Z=1 aantal e-: 1 A=1 aantal p+: 1 aantal n0: 1–1=0 Br- Z = 35 aantal e-: 36 A = 80 aantal p+: 35 aantal n0: 80 – 35 = 45 Ca2+ Z = 20 aantal e-: 18 A = 40 aantal p+: 20 aantal n0 : 40-20=20 195  𝐴 𝑝 +𝑛 Oefening 𝑍 𝑋= 𝑝 𝑋 196  Herhaling : D Atoommodel van Rutherford Gemiddelde Relatieve atoommassa  : Gewogen gemiddelde van de relatieve atoommassa’s van de voorkomende isotopen  Isotoop: elementen met eenzelfde atoomnummer maar een verschillend massagetal Een element wordt gekenmerkt door het aantal p = Z Een nuclide = atoomsoort met bepaald aantal p en bepaald aantal Van éénn element kunnen verschillende nucliden (= isotopen) bestaan. -zelfde Z : zelfde aantal p en e- zelfde plaats in PSE zelfde chemische eigenschappen -verschillend A : verschillend aantal n verschillende massa 198 Waterstof en haar isotopen Deuteriu m Tritium 199  Herhaling : Isotopen 35Cl komt voor 75,5% in 2 Chloor bezit natuurlijke nl. 17Cl isotopen 37Cl komt voor in 24,5% Berekening gemiddelde Ar 75,5% van de isotopen van Cl zijn nucliden 35Cl met Ar = 34,97 24,5 % van de isotopen van Cl zijn nucliden 37Cl met Ar = 36,96 Gemiddeld heeft één Cl-atoom een relatieve massa = 35,45 (= waarde in PSE) 75,5 24,5 A r (Cl) ( 34,97)  ( 36,96) 35,45 100 100 200 Isotopen 1. Bereken de atoommassa van het element Pb waarvan de isotopen met Ar =204, Ar= 206, Ar =207 en Ar= 208 in de natuur respectievelijk voorkomen voor 1,5%, 23,6%, 22,6% en 52,3%. 1,5 23,6 22,6 52,3 gemid. A r (Pb) ( 204)  ( 206)  ( 207)  ( 208) 207,24 100 100 100 100 Antwoord: de relatieve atoommassa van het element lood is Ar (Pb) = 207,24 201 202 204 206  Herhaling : Elementaire deeltjes 208 ERZICHT HOOFDSTUK 1: Op weg naar een nieuw atoommodel. Herhaling 1. De grondtoestand en aangeslagen toestand van een elektron 2. Energie als een golfbeweging 3. Emissiespectra 4. Het duale karakter van een elektron 5. De onzekerheden van Heisenberg 209  Blz 55 Op weg naar een nieuw atoommodel : 1. Grondtoestand/aangeslagen toestand elektron Proef : We verwarmen een spatel in de bunsenvlam en brengen daarna de spatel in keukenzout en houden die terug in de bunsenvlam. We doen hetzelfde voor bariumchloride Waarnemin g: Barium Strontium Natrium Groen Rood oranje Besluit : Afhankelijk van welk metaal(ion) je in de vlam brengt, krijgt de vlam een andere kleur 210  Blz 55 Op weg naar een nieuw atoommodel : 1. Grondtoestand/aangeslagen toestand elektron Verklaring :  De vlamproeven en lijnenspectra wezen aan dat elektronen zich niet willekeurig rond de kern bevonden maar op welbepaalde schillen met elke een eigen energieniveau of hoofdkwantum  Bij verwarming absorberen de elektronen energie en verplaatsen zich naar een hoger energieniveau (schil verder van de kern) => aangeslagen toestand = geëxciteerde toestand  Hoe verder van de kern => hoe groter de potentiële energie  Aangeslagen toestand niet stabiel =>terugvallen naar oorspronkelijke niveau =grondtoestand  Terugkeer naar grondtoestand => opgenomen energie komt weer vrij in vorm van licht 211  Blz 55 Op weg naar een nieuw atoommodel : 1. Grondtoestand/aangeslagen toestand elektron 212  Blz 55 Op weg naar een nieuw atoommodel : 1. Grondtoestand/aangeslagen toestand elektron Ehoog Elaag Elaag 213  Blz 56 Op weg naar een nieuw atoommodel : 1. Grondtoestand/aangeslagen toestand elektron Max Planck vulde theorie van Bohr verder aan : 214 ERZICHT HOOFDSTUK 1: Op weg naar een nieuw atoommodel. Herhaling 1. De grondtoestand en aangeslagen toestand van een elektron 2. Energie als een golfbeweging 3. Emissiespectra 4. Het duale karakter van een elektron 5. De onzekerheden van Heisenberg 215  Blz 57 Op weg naar een nieuw atoommodel : 2. Energie als een golfbeweging Elke kleur uitgezonden licht = welbepaalde hoeveelheid energie ROGGBIV- spectrum 216  Blz 57 Op weg naar een nieuw atoommodel : 2. Energie als een golfbeweging Verband aantal schillen en uitgezonden kleur licht (hoeveelheid energie) Cu2+ 4 schillen groen Li+ 2 schillen rood Na+ 3 schillen oranje 217  Blz 56 Op weg naar een nieuw atoommodel : 2. Intermezzo fysica : Licht = elektromagnetische straling = energie gedraagt zich als een golf= periodiek Een golf wordt gekarakteriseerd door een frequentie, golflengte en amplitude De golflengte is de afstand tussen twee maxima in de golfbeweging Symbool = λ Eenheid = meter De frequentie is het aantal keer dat de golflengte wordt doorlopen per tijdseenheid Symbool = f Eenheid = Hertz (Hz) Amplitude is de hoogte van de maxima/minima Symbool = A Eenheid = meter 218  Blz 56 Op weg naar een nieuw atoommodel : 2. Intermezzo fysica : 219  Blz 56 Op weg naar een nieuw atoommodel : 2. Intermezzo fysica : 220  Blz 56 Op weg naar een nieuw atoommodel : 2. Intermezzo fysica : 221  Blz 56 Op weg naar een nieuw atoommodel : 2. Intermezzo fysica : Lichtgolven met grote energie-inhoud = korte golflengte (blauw UV licht) Lichtgolven met kleine energie-inhoud = lange golflengte (rood IR licht) 222 ERZICHT HOOFDSTUK 1: Op weg naar een nieuw atoommodel. Herhaling 1. De grondtoestand en aangeslagen toestand van een elektron 2. Energie als een golfbeweging 3. Emissiespectra 4. Het duale karakter van een elektron 5. De onzekerheden van Heisenberg 223  Blz 61 Op weg naar een nieuw atoommodel : 3. Emissiespectra: “Wit licht”, bv. van zon of kaars, wordt door een glazen prisma opgesplitst in een continu spectrum van verschillende kleuren waarin alle kleuren Licht van elementen, zoals vertegenwoordigd zijn waterstof, bestaat uit een lijnenspectrum (discreet) 224  Blz 61 Op weg naar een nieuw atoommodel : 3. Emissiespectra: 225 Emissiespectra maken schillen ‘zichtbaar’ 226  Blz 61 Op weg naar een nieuw atoommodel : 3. Emissiespectra: 227  Blz 61 Op weg naar een nieuw atoommodel : 3. Emissiespectra: 228 Op weg naar een nieuw atoommodel : 3. Emissiespectra:  Blz 61 Op weg naar een nieuw atoommodel : 3. Emissiespectra: 230  Blz 62 Op weg naar een nieuw atoommodel : 3. Emissiespectra: 231  Blz 62 Op weg naar een nieuw atoommodel : 3. Emissiespectra: Kern met protonen en neutronen K-schil L-schil M-schil 7 schillen N-schil n=1 tot 7 O-schil K tot Q P-schil Q-schil 232  Blz 62 Op weg naar een nieuw atoommodel : 3. Emissiespectra: 233  Blz 62 Op weg naar een nieuw atoommodel : 3. Emissiespectra: Besluit : 234  Blz 62 Op weg naar een nieuw atoommodel : 3. Emissiespectra: Besluit : 235 ERZICHT HOOFDSTUK 1: Op weg naar een nieuw atoommodel. Herhaling 1. De grondtoestand en aangeslagen toestand van een elektron 2. Energie als een golfbeweging 3. Emissiespectra 4. Het duale karakter van een elektron 5. De onzekerheden van Heisenberg 236  Blz 63 Op weg naar een nieuw atoommodel : 4. Het duale karakter van een elektron: Elektron : Heeft (kleine) massa => wetten van Newton toepasbaar Gedraagt zich als een golf => energiedeeltje (zonder massa) 237  Blz 63 Op weg naar een nieuw atoommodel : 4. Het duale karakter van een elektron: Golfkarakter elektron Golfbeweging water 238  Blz 63 Op weg naar een nieuw atoommodel : 4. Het duale karakter van een elektron: Duaalkarakter elektron => gecombineerd golfmechanisch model 239 ERZICHT HOOFDSTUK 1: Op weg naar een nieuw atoommodel. Herhaling 1. De grondtoestand en aangeslagen toestand van een elektron 2. Energie als een golfbeweging 3. Emissiespectra 4. Het duale karakter van een elektron 5. De onzekerheidsrelatie van Heisenberg 240  Blz 65 Op weg naar een nieuw atoommodel : 5. De onzekerheidsrelatie van Heisenberg: Recht golffront => snelheid en richting nauwkeurig te berekenen Brede spleet => onzeker plaats van oorsprong 241  Blz 65 Op weg naar een nieuw atoommodel : 5. De onzekerheidsrelatie van Heisenberg: Cirkelvormig golffront => snelheid en richting onzeker nauwe spleet => zekerheid over plaats van oorsprong 242  Blz 65 Op weg naar een nieuw atoommodel : 5. De onzekerheidsrelatie van Heisenberg: Onzekerheidsrelatie van Heisenberg : het is onmogelijk om tegelijkertijd de snelheid en de plaats van een deeltje met golfkarakter (elektron) vast te stellen 243 Aan de slag Oefening 1 tot 4 p 67 244 Aan de slag Oefening 1 tot 4 p 67 245 246 Thema 03 MolecuulBOU W HOOFDSTUK 2 : LEWISSTRUCTUREN P116 TOT 126 247  Leerdoelen Je leert nu: De structuurformules van organische en anorganische moleculen opstellen De formele ladingen aanbrengen in een lewisstructuur Verschillende soorten bindingen herkennen Het begrip mesomerie 248 ERZICHT HOOFDSTUK 2 : Lewisstructuren 1.Soorten atoombindingen 2.Lewisstructuren van moleculen opstellen 3.Mesomerie 4.Tekortkomingen van de lewisstructuur 249  Lewisstructuren: 1. Soorten atoombindingen 1.1 De gewone atoombinding Voorbeeld: F2 Bij een gewone covalente binding levert Elektronenconfiguratie elk atoom 1 elektron voor het van F gemeenschappelijk elektronenpaar. F atoomorbita al F molecuulorbitaal boek p 116 250  Lewisstructuren: 1. Soorten atoombindingen 1.1 De gewone atoombinding : enkelvoudig Elk atoom stelt slechts 1 elektron gemeenschappelijk  enkelvoudige covalente binding boek p 117 251  Lewisstructuren: 1. Soorten atoombindingen 1.2 De gewone atoombinding : dubbele Elk atoom stelt 2 elektronen gemeenschappelijk om de edelgasconfiguratie te bereiken  dubbele covalente binding Atomen verbonden door 2 gemeenschappelijke elektronenparen Cfr : alkenen boek p 117 252  Lewisstructuren: 1. Soorten atoombindingen 1.3 De gewone atoombinding : drievoudige Elk atoom stelt 3 elektronen gemeenschappelijk om de edelgasconfiguratie te bereiken  3-voudige covalente binding Atomen verbonden door 3 gemeenschappelijke elektronenparen Cfr alkynen boek p 118 253  Lewisstructuren: 1. Soorten atoombindingen 1.4 De donor-acceptor atoombinding (datieve) Voorbeeld normale covalente enkelvoudige binding: HClO Gewone covalente bindingen boek p 118 254  Lewisstructuren: 1. Soorten atoombindingen 1.4 De donor-acceptor atoombinding (datieve) Voorbeeld donor- Een atoom zal slechts een volledig acceptor covalente elektronenpaar ter beschikking stellen binding: als het zelf al de octetstructuur bereikt heeft! HClO2 Gewone covalente Donor-acceptor covalente bindingen binding boek p 118 255  Lewisstructuren: 1. Soorten atoombindingen 1.4 De donor-acceptor atoombinding (datieve) Voorbeeld donor- Een atoom zal slechts een volledig acceptor covalente elektronenpaar ter beschikking stellen binding: als het zelf al de octetstructuur bereikt heeft! HClO2  Een donor-acceptor binding wordt voorgesteld door een pijltje van de donor naar de acceptor.  Een normale covalente binding wordt enkel voorgesteld door een lijn tussen de atomen die een elektron gemeenschappelijk stellen. boek p 118 256 ERZICHT HOOFDSTUK 2 : Lewisstructuren 1.Soorten atoombindingen 2.Lewisstructuren van moleculen opstellen 3.Mesomerie 4.Tekortkomingen van de lewisstructuur 257  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen De Lewisformule = voorstelling van alle valentie-elektronen van atomen binnen de molecule De lewisstructuur van een molecule: -geeft niet de werkelijke structuur van dat molecule. -is een vlakke projectie van de structuur waaruit je de ruimtelijke structuur kan afleiden. -levert inzicht in eigenschappen van het molecule.  Het is dus belangrijk om lewisstructuren correct te kunnen opstellen.  We volgen een ander stappenplan dan dat van het handboek (p 119 boek – 122). p 118 258  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Stappenplan opstellen Lewisstructuur Stap 1: Noteer het skelet (zie tips) Stap 2: noteer de elektronenconfiguratie van de buitenste schil met stippen (ongepaarde elektronen) en streepjes (elektronenparen). Stap 3: teken gewone covalente bindingen om zoveel mogelijk atomen 8 elektronen te geven. Stap 4: teken donor-acceptorbindingen als dat nodig en mogelijk is ( het donoratoom moet immers al 8 elektronen hebben) Stap 5: breng de lading van een ion in rekening door toevoegen of wegnemen van elektronen (wijst op ionvorming of een ionbinding) Stap 6: controle (optioneel) boek p 118 −122 259  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Stap 1: Noteer het skelet Tips: → Centrale atoom = atoom met grootste bindingsvermogen. → H-atomen staan altijd aan de buitenzijde (= eindstandig). → Maak geen ringstructuren, tenzij dat af te leiden is uit de naamgeving. → Verbind gelijke elementen niet met elkaar, tenzij in enkelvoudige stoffen en tussen C-atomen in de koolstofchemie. → Bij ternaire zuren bevinden de O-atomen zich rond het centrale niet-metaal atoom boek p 118 −122 260  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Stap 1: Noteer het skelet Voorbeeld: HSO4- Tip: het skelet van ternaire zuren. Niet-metaalatoom staat centraal O-atomen staan rond het niet- metaalatoom H-atomen staan aan de buitenkant boek p 118 −122 261  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Stap 2: noteer de elektronenconfiguratie van de buitenste schil met stippen (ongepaarde elektronen) en streepjes (elektronenparen). Voorbeeld: HSO4- boek p 118 −122 262  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Stap 3: teken gewone covalente bindingen om zoveel mogelijk atomen 8 elektronen te geven. Voorbeeld: HSO4- boek p 118 −122 263  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Stap 4: teken donor-acceptorbindingen als dat nodig en mogelijk is ( het donoratoom moet immers al 8 elektronen hebben) Voorbeeld: HSO4- boek p 118 −122 264  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Stap 5: breng de lading van een ion in rekening door toevoegen of wegnemen van elektronen (wijst op ionvorming of een ionbinding) Voorbeeld: HSO4- boek p 118 −122 265  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Stap 6: controle (optioneel) Voorbeeld: HSO4- − − 𝑛𝑜𝑑𝑖𝑔𝑒 𝑒 − 𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑖𝑒𝑒 → 𝐴𝑎𝑛𝑡𝑎𝑙 𝑏𝑖𝑛𝑑𝑖𝑛𝑔𝑒𝑛 ( 𝐴𝐵 ) = 2 ( 5.8 +2 ) −( 5. 6+1 +1) 42 − 32 𝐴𝐵= = =5 𝑏𝑖𝑛𝑑𝑖𝑛𝑔𝑒𝑛 2 2 − 𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑖𝑒𝑒 → 𝐴𝑎𝑛𝑡𝑎𝑙 𝑣𝑟𝑖𝑗𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑘𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑛𝑝𝑎𝑟𝑒𝑛 ( 𝑉𝐸𝑃 )= − 𝐴𝐵 2 32 𝑉𝐸𝑃 = − 5=11 𝑣𝑟𝑖𝑗𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑘𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑛𝑝𝑎𝑟𝑒𝑛 2 boek p 118 −122 266  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Formele ladingen (FL) De formele lading geeft het verschil weer tussen het aantal valentie elektronen in ongebonden toestand en de elektronen toegewezen door de binding Vaak komt deze formele lading voor in donor-acceptor bindingen en bij ionvorming Ze is positief wanneer het atoom minder elektronen lijkt te bezitten Ze is negatief wanneer het atoom meer elektronen lijkt te bezitten Hoe kleiner de formele ladingen in een molecule, hoe waarschijnlijker de lewisstructuur Wanneer meerdere lewisstructuren mogelijk zijn Þ kies dan degene met de kleinste formele ladingen Þ Er kunnen nooit gelijkaardige formele ladingen voorkomen op naburige atomen boek p 118 −122 267  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Formele ladingen (FL) Voorbeeld: HSO4- Negatieve ladingen : 3 x -1 Positieve ladingen : 1 x +2 Som = 0 Stap 6 : Controle Totale Som van de formele lading van ladingen is steeds gelijk het ion aan de lading van het ion ( molecule = neutraal => som =0) boek p 118 −122 268  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Bij ionen Voorbeeld: HSO4- Noteer de ladingen die ontstaan bij het wegnemen of toevoegen van elektronen in stap 5 bij de respectievelijke atomen Zet de lewisstructuur tussen vierkante haken en plaats er de totale lading boven - boek p 118 −122 269  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Extra voorbeeld: NO2- boek p 118 −122 270  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Volgen edelgasconfiguratie niet boek p 123 271  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Voorbeeld 2: Welke bindingen zijn gewone atoombindingen en welke zijn van het donor-acceptortype? 𝐻 1 𝑠 1 𝑆 [ 𝑁𝑒 ] 3 𝑠2 3 𝑝 4 𝑂 1 𝑠2 2 𝑠 2 2 𝑝 4 272  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Voorbeeld 1: Welke bindingen zijn gewone atoombindingen en welke zijn van het donor-acceptortype? 1 2 2 3 2 2 4 𝐻 1𝑠 𝑁1 𝑠 2 𝑠 2𝑝 𝑂 1𝑠 2 𝑠 2𝑝 273 boek p 124 274  Lewisstructuren: 2. Lewisstructuren opstellen Voorbeeld 3: Welke bindingen zijn gewone atoombindingen en welke zijn van het donor-acceptortype? 2 2 3 2 2 4 𝑁 1 𝑠 2𝑠 2𝑝 𝑂1 𝑠 2𝑠 2𝑝 275 ERZICHT HOOFDSTUK 2 : Lewisstructuren 1.Soorten atoombindingen 2.Lewisstructuren van moleculen opstellen 3.Mesomerie 4.Tekortkomingen van de lewisstructuur 276  Lewisstructuren: 3. Mesomerie Soms kan je verschillende lewisstructuren noteren waarbij de atomen op dezelfde plaats staan maar de dubbele of drievoudige bindingen op een andere plaats getekend zijn = chemische resonantie of mesomerie grensstructuren resonantiehybri de boek p 124 −125 277  Lewisstructuren: 3. Mesomerie De resonantiehybride of resonantie- structuur teken je tussen vierkante haken. Een eventuele lading van een polyatomisch ion noteer je buiten de haken. Dubbele of drievoudige bindingen worden met een stippellijn getekend. Mesomerie heeft een stabiliserende invloed op de molecule. boek p 124 −125 278  Lewisstructuren: 3. Mesomerie Voorbeeld 1 boek p 124 −125 279  Lewisstructuren: 3. Mesomerie boek p 124 −125 280  Lewisstructuren: 3. Mesomerie Voorbeeld 2 boek p 124 −125 281 ERZICHT HOOFDSTUK 2 : Lewisstructuren 1.Soorten atoombindingen 2.Lewisstructuren van moleculen opstellen 3.Mesomerie 4.Tekortkomingen van de lewisstructuur 282  Lewisstructuren: 4. Tekortkomingen van de Lewisstructuur We kunnen slechts lewisstructuren opstellen voor atomen die de octetstructuur hebben. Een lewisstructuur geeft geen informatie over de ruimtelijke bouw van een molecule. Enkelvoudige en meervoudige bindingen: → Verschillende bindingslengte → Verschillende bindingsenergie → Dit wordt niet aangegeven door de lewisstructuur. oEr is nood aan meer uitgebreide modellen of aanvullingen op de lewisstructuur. boek p 126 283 Aan de slag Handboek p127 oef 1, 2, 3 en 6 284 Aan de slag Handboek p 127 oef 1 285 Aan de slag Handboek p 127 oef 2 286 Aan de slag Handboek p 127 oef 3 a ) c) Br2 287 Aan de slag Handboek p 127 oef 3 d) PBr3 e) N2F2 288 Aan de slag Handboek p 127 oef 3 d) POCl3 e) SO2 289 Aan de slag Handboek p 127 oef 3 extra 290 Aan de slag Handboek p 127 oef 6 291 Aan de slag Extra oef 292 Aan de slag Extra oef 293 Thema 03 MolecuulBOU W HOOFDSTUK 1 : BINDINGEN TUSSEN ATOMEN P108 TOT 115 294  Leerdoelen Je leert nu: De vorming van covalente bindingen verklaren Het verband tussen de bindingsenergie en bindingslengte uitleggen 295 ERZICHT HOOFDSTUK 1 : Bindingen tussen atomen 1.Waarom vormen atomen verbindingen 2.Soorten bindingen 3.Op welke afstand zitten de atomen in een molecule 296  Bindingen tussen atomen: 2. Soorten bindingen (herhaling) A. Metaalbinding De metaalbinding wordt gevormd door de elektrische aantrekkingskracht tussen de positief geladen metaalionen en de vrije beweeglijke elektronen. De metaalverbinding is een stof opgebouwd uit een metaalrooster (= positieve metaalionen en vrije elektronen die elkaar aantrekken). boek p 110 297 Voorbeelden van metaalroosters: 298  Bindingen tussen atomen: 2. Soorten bindingen B. Ionbinding De ionbinding wordt gevormd door de elektrische aantrekkingskracht tussen tegengesteld geladen ionen. Deze binding ontstaat tussen metaal en niet-metaalatomen (groot verschil in ENW). De ionverbinding is een