Atoombouw Flashcards
Het atoommodel van Bohr-Sommerfeld situeren in de ontwikkeling van het atoommodel
Democritus (ondeelbaar deeltje = automos), Dalton (alle materie bestaat uit kleine ondeelbare deeltjes, elk atoom heeft unieke eigenschappen en massa), Thompson (massief en elektrisch neutraal , elektronen in mantel van positieve kern), Rutherford (positieve kern staat centraal met errond lege ruimte waarin elektronen zweven = elektronenwolk) Bohr paste het atoommodel van Rutherford aan en Sommerfeld verfijnde het atoommodel van Bohr door het splitsen van de energieniveaus in verschillende kwantumgetallen
het atoommodel van Bohr verklaren aan de hand van lijnen spectrum
Bij het verhitten van gassen verkreeg Bohr een lijnspectrum in de plaats van het verwachtte continu spectrum. Dit verklaart hij door aan te nemen dat elektronen in bepaalde banen rond de kern zweven
orbitaal definiëren
Gebieden omlijnd door contourlijnen waar er 90% kans is om het elektron te treffen!
Het aantal s, p, d en f orbitalen berekenen aan de hand van 4 kwantum getallen
K= 1 > s-orbitalen -> 1 magnetisch niveau
L=2 > s- en p-orbitalen -> 1+ 3magnetische niveaus
M=3 > s-, p-, en d-orbitalen -> 1, 3, 5 magnetische niveau
N= 4 > s-, p-,d- en f-orbitalen->1, 3,5,7 magnetische niveau
O=5 > s-, p-,d- en f-orbitalen->1, 3,5,7 magnetische niveau
P=6 > s-, p-,d- en f-orbitalen->1, 3,5,7 magnetische niveau
Q=7 > s-, p-,d- en f-orbitalen->1, 3,5,7 magnetische niveau
elektronenconfiguratie in symbolen
Br> 1s^2 2s^2 2p^1
elektronenconfiguratie in hokjes
zie p 39
elektronenconfiguratie verkorte notatie
Br> (Ar) 3d^10 4s^2 4p^5
Stap 1) schrijf laatste edelgas
Stap 2) schrijf alle hoofdkwantum en nevenkwantum getallen met de elektronen er boven, ENKEL UIT DE PERIODE van het element
Stap 3) rangschik volgens hoofdkwantum getallen
regel van Hund
1) Binnen een subniveau worden eerst alle orbitalen met 1 elektron gevuld voordat er een 2e elektron bijkomt. Dus binnen een subniveau worden elektronen niet gepaard tenzij het niet anders kan.
2) Alle ongepaarde elektronen hebben dezelfde spin nl. spin up
(alle elektronen willen zo ver mogelijk van elkaar zitten)
Uitsluitingsprincipe van Pauli
1) Elektronen in hetzelfde orbitaal hebben een tegengestelde spin, omdat elektronen met dezefde spin elkaar extra hard afstoten doordat de magnetische velden dan in dezelfde richting wijzen
2) Elektronen in hetzelfde orbitaal noemen we een doublet of elektronenpaar.
Elektronen die alleen in een orbitaal zijn noemen we ongepaard en zijn erg reactief
Opbouw van het periodiek systeem aan de hand van elektroconfiguraties van de elementen (s-,p-,d- en f-blok)
In het pse kan je gemakkelijk de elektronenconfiguratie van een element aflezen. Door naar de periode (dus in welke rij) te kijken weet je hoeveel schillen een atoom heeft en dus welke de laatste schil is. Door te kijken in welk blok een element zie je wat het laatste orbitaal in de laatste schil is en door te kijken naar de groep zie je hoeveel elektronen op de laatste schil zijn.
de grootte van verschillende atomen en ionen vergelijken met behulp van het PSE
hoe meer rechts in een periode, hoe kleiner het atoom. Hoe meer naar beneden, hoe groter het atoom
definitie isotopen
Zijn vormen van een element met hetzelfde aantal protonen en elektronen maar een verschillend aantal neutronen, dus een verschillende massa.
juiste notatie van massagetal en atoomnummer gebruiken om isotopen voor te stellen
massagetal^X
>samen _^X
atoomnummer_X
gemiddelde relatieve atoommassa berekenen
(Ar . X% + Ar. X% +….. ) /100
atoombinding en ionbinding vergelijken a. d. h. v elekteonnegatieve waarde
Ionbinding: Als het verschil in elektronnegatieve waarde groter is dan >1,6
atoombinding: Als het verschil in elektronegatieven waarde kleiner dan <1,6 is
sigma-binding en pi-binding herkennen tekenen en beschrijven
Sigma-binding: ontstaat uit overlapping van 2 atomaire orbitalen(s en s / px en px / p en s) en er wordt dan een gemeenschappelijk moleculair orbitaal gevormd dat symmetrisch rondom de bindingsas uitstrekt
Pi-binding: bij een dubbele of driedubbele binding kan maar 1 van de twee of drie bindingen een sigma-binding aangaan, de andere binding(en) gebeuren zijdelings, via een pi-binding; Hierbij overlappen twee pz- en pz-orbitalen of twee py en py-orbitalen. Het is een minder gunstige binding en kwetsbaarder/ reactiever
lewisstructuren opstellen a. d. h. v chemische formule
ionbinding: ladingen rechtsboven en elektroparen errond en atomen naast elkaar schrijven
atoombinding:
1 streep voor enkelvoudige binding, 2 voor dubbele partiële lading
> hoogste EN-waarde δ-
>laagste EN-waarde δ+
Plaats van elektronenparen bepalen door te kijken naar de geometrische vorm van het molecuul (trigonaal/tetraëder/lineair)
donor-acceptorbinding (datieve-binding) aanduiden en tekenen in een lewisstructuur
met pijltje van de donor naar de acceptor en een (formele) negatieve lading voor accepteer en een (formele) positieve lading voor de donor
resonantie structuren(mesomere vormen) tekenen
gewoon andere kant de dubbele binding bv weet ik veel gewoon een spiegeling
sterisch getal afleiden uit een gegeven lewisstructuur
aantal gebonden atomen + elektroparen
de ruimtelijke structuur en bindingshoeken van een molecule voorspellen a. d. h. v lewisstructuur
SG= 2 -> lineair , bindingshoek= 180°
SG=3 -> trigonaal , bindingshoek= 120°
SG=4 -> tetraëder , bindingshoek= 109°
veerschil tussen theoretische en werkelijke bindingshoek verklaren
omdat het elektropaar meer plaats inneemt en dichterbij het atoom zit zal er een kleinere bindingshoek zijn dan de theoretische bindingshoek
hybridisatie van een atoom in verband brengen met het sterisch getal
sp-hybridisatie treed op als een atoom een sterisch getal van 2 heeft
sp^2-hybridisatie treed op als een atoom een sterisch getal van 3 heeft
sp^3-hybridisatie treed op als een atoom een sterisch getal van 4 heeft
hybridisatie toelichten a. d. h. v methaan etheen en ethyn
zie p 62-65
hybridisatie afleiden in anorganische stoffen
- een dubbele binding moet altijd een pi binding bevatten dus de de hybridisatie moet een p-orbitaal vrij laten
- drie dubbele binding heeft 2 p orbitalen nodig
- tekort aan ongepaarde elektronen-> hybridisatie
dispersiekrachten beschrijven
als moleculen elkaar naderen dan zal er een tijdelijke schommeling in de elektronenwolk van een molecuul ontstaan. De elektronen van het ene molecuul stoten de elektronen van het naburig molecuul af, waardoor er een tijdelijke, geïnduceerde dipool zal ontstaan. Zo zal er een positieve deellading ontstaan aan de kant waar de de elektronen worden weggeduwd en een negatieve deellading aan de andere kant. Beide deeltjes zullen onder invloed van deze dipool elkaar zachtjes aantrekken.
Hoe meer elektronen hoe sterker de dispersiekrachten dus hoe groter het deeltje en hoe groter het contactoppervlak.
Dipoolkrachten beschrijven
Dipoolkrachten treden op bij polaire stoffen. De twee bindingspartners hebben dan een verschil in EN waarde. De elektronen verschuiven naar het element met de grootste elektronegatieve waarde, die kant is dan partieel negatief geladen en het element met de kleinste elektronegatieve waarde wordt dan partieel positief geladen. In de stof zullen de positieve en negatieve kanten elkaar aantrekken.
- ionbindingen =altijd polair
- bij atoombindingen moeten de ladingen asymmetrisch verdeelt zijn in het molecuul
waterstofbruggen beschrijven
-tussen H-atomen en een van de F,O,N,S-atomen
Waterstof is een uniek element omdat er maar 1 elektron is en als deze gebonden wordt met een van de meest elektronegatieve elementen (F,O,N,S) dan zal dit elektron bijna volledig weggetrokken worden. De kern is dan quasi naakt waardoor het een makkelijke partner vormt voor een naburig vrije elektronenpaar dat ermee een ‘soort’ datieve-binding wil aangaan.
- sterkte? F>O>N>S
Ion-dipoolkrachten beschrijven
ion-dipoolkrachten komen vaak voor bij waterige oplossingen waarbij opgeloste ionen (zouten, zuren en hydroxiden) interacties aangaan met watermoleculen. Hierdoor ontstaan hydraten.
De relatieve sterkte van deze intermoleculaire krachten vergelijken
ion-dipoolkrachten>waterstofbruggen>dipoolkrachten>dispersiekrachten
verband tussen kook-en smeltpunt van een stof en de intermoleculaire krachten
Hoe sterker de intermoleculaire krachten, hoe hoger dat het kook- en smeltpunt liggen
polariteit afleiden a. d. h. v de ruimtelijke structuur en de elektronegatieve waarden
Verschil in elektronegatieve waarden GROTER dan 1,6
->POLAIR
verschil in elektronegatieve waarde KLEINER dan 1,6
- symmetrisch? ->APOLAIR
- Asymetrisch? -> POLAIR
verschil in elektronegatieve waarden KLEINER dan 0,4
-> APOLAIR
Oplosbaarheid in een oplosmiddel voorspellen en in verband brengen met de polariteit
- polaire stoffen lossen goed op in polaire oplosmiddelen
- apolaire stoffen lossen goed op in apolaire oplosmiddelen
polair en apolair lossen slecht op
stappen voor het tekenen van de lewisstructuur
Teken de juiste Lewisstructuur (alle bindingen en vrije elektronenparen moeten aanwezig zijn.)
Stel (indien aanwezig) de donor-acceptor binding (datieve binding) voor met een pijl.
Schrijf de juiste waarde van de bindingshoeken erbij (dus van alle centrale atomen).
Duid alle formele ladingen aan.
Teken de resonantievorm.
Teken de intermediaire structuur.
