1.3 Verbindingen Flashcards
voorstellingen van bindingen
1) minimale formule
- kleinste aantal gehele getallen
- empirische formule = expirmenteel vast te stellen
vb: glucose = CH20 idpv C6H12O6
2) molecuul formule
- werkelijk aantal atomen in binding
3) structuur formule
- geometrische voorstelling
- plaats/soort van atomen & onderlinge bindingen
– atomen & bindingen = lewis
– enkel structuur = organische chemie
– ball & stick
– spacefilling
afstanden van bindingen
atoomstraal
= afstand tussen 2 kernen in binding/2
VDWstraal
= afstand van 2kernen die net geen biding vormen/2
edelgassen
= 8 valentie elektronen
= stabiel
= geen reactie = inerte gassen
ionbindingen
1) positief mono-atomische ionen = kationen
= ioniseren
-> worden positief = staan ionen af om edelgasconfiguratie te bekomen
x
2) negatief mono-atomische ionen = anionen
= reduceren
-> worden negatief = elektronen opnemen om edelgasconfiguratie te bekomen
—> de ionbinding = aantrekking kation & anion ≠ binding ≠ molecuul
= enkel elektrostatische aantrekking
-> geen molecuulformule -> formule-eenheid
eigenschappen
- hoge kook & smeltpunten = sterke intermoleculaire krachten
- oplosbaar in polaire oplosmiddelen = gehydrateerde ionen
- elektrolyten
- vormen kristallen
soorten covalente bindingen
= 2 niet-metalen
-> delen ionen
- enkelvoudinge binding
- dubbele -
- drievoudige -
+ DATIV/donor-acceptor binding
Lewisformule
= enkel 1&2 rij
1) laagste EN = centrum
2) totaal aantal valente e- berekenen
-> hou rekening met lading
3) alle atomen enkelvoudige binding geving
4) verdeel alle e- omliggende atomen rond centraal atoom
5) e- over = op centraal atoom plaatsen
5) als geen octet: dubbele bindingen geven
6) bepaal formele ladingen ter controle
-> zo laag mogelijke formele lading
resonantie
= tussen identieke moleculen
resonantie vormen = de identieken moleculen
resonantie pijl = resonantie aangeven tussen de identieken moleculen
resonantie hybride = verhoudingen van identieke atomen tegenover elkaar
valentiebindingstheorie
methaanprobleem
methaan = CH4
-> onderlinge hoek van 109°
4 bindingen maar enkel 2 vrije e-
–> hybridisatie
binding
- overlap van orbitalen = andere vorm
- gemeenschappelijk e- paar met andere spin
- grootte overlap = sterkte binding
1) δ-binding = 1e binding
- orbitalen op symetrie as
- sterke binding
2) π-binding = meervoudige bindingen
- evenwijdig met symetrie as maar niet samenvallend
- minder sterke binding
hybdridorbitalen
S + Px = sp = linear
S + Px + Py = sp2 = diehoekig planair
S + Px + Py + Pz = sp3 = tetraëdisch
S + Px + Py + Pz + Dz2 = dsp3 of sp3d = trigonaal bipiramidaal
S + Px + Py + Pz + Dz2 + Dx2-y2 = d2sp3 + sp3d2 = octaëdrisch
polarisatie van covalente bindingen
= verschil in EN-waarde
-> elektron wordt naar atoom met hoogste waarde getrokken
= elektrosch dipoolmoment = p = e x d van — -> +
gevolg
vrije e- paren kunnen bindingen verschuiven
vb: H2O
- O heeft 2 keer een patriele negatieve lading ter hoogte van de H bindingen
- O heeft 2 vrije e- paren
de vrije e- paren stoten de partiele ladingen die kleiner zijn af
= komen dichter bij elkaar
dipolaire binding
= coördinatie verbinding
= coördinatie complexen
complex = centraal metaal-atoom/ion + liganden
-> ligand bindt: beide e- afkomstig van het ligand
coördinatie getal = aantal ligand op centraal atoom
coördinatie sfeer = geheel rond centraal metaal
soorten liganden
monodendaat = 1 donor atoom
meerdere donoratomen
- polydendaat = meertandig ligand
- cheland = klauwachtig ligand = chelaat
openketen ligand = meer aanvalsplaatsen = minder stabiel
cyclisch ligand
bicyclisch ligang = minder aanvalsplaatsen = stabieler
-> zelfde geometrie
valentieschaal-elektronpaarepulsie theorie
VSEPR
= bepalen van geometrie
ABmEn
A = centrale atoom
Bm = aantal bindingen met A
En = aantal vrije e- paren op A
–> m + n = sferisch getal
–> m + n - 1 = hybdridisatie
ruimte inname elektronen
enkele binding < dubbelebinding < drievoudige binding < vrij e- paar
geometrie VSEPR
m + n =
2 = lineair
= sp, 180°
- AB2 = lineair
3 = diehoekig vlak
= sp2, 120°
- AB3 = driehoekigvlak
- AB2E = hoekig
4 = tertraëdisch
= sp3, 109°
- AB4 = tetraëdisch
- AB3E = trigonaal piramidaal
- AB2E2 = hoekig
5 = trigonaal bipiramidaal
= sp3d
- AB5 = trigonaal bipiramidaal
- AB4E = schommel
- AB3E2 = T-vorm
- AB2E3 = lineair
6 = octaëdrisch
= sp3d2
- AB6 = octaëdrisch
- AB5E = vierkant pyramidaal
- AB4E = vierkant planair
massa van deeltjes
1) molecuul & formule massa = relatief
Mr = absolute massa / 1/12 C12
Mr = absolute massa / 1,66 x 10^-27
2) mol = deeltjes in 12,000g C12
= constante van avogardro = 6,022 x 10^25
3) molaire massa
= massa van molecuul per mol
-> allemaal in boekje
4) samenstellingen
massa %
