module 5: de chemische binding Flashcards
- atoom + kwantumrevolutie & wetenschappers - moleculair orbitaal theorie - Lewis theorie - Valence Bond Theorie - coördinatieve binding - metalen en zouten
onderwerp solvay conferentie
nieuwe kwantumtheorie
elektronen en fotonen
wat was het probleem met het model van Rutherford
verklaart niet:
- unieke lijnenpatronen in atoomspectra van elementen
- waarom elektronen geen energie verliezen bij hun baan rond de kern
- waarom elektronen niet uiteindelijk naar de kern draaien
wat was de UV catastrofe?
probleem: wetten v EM straling konden straling ve zwart lichaam niet goed voorspellen
- theoretisch: veel energie uitstralen, zeer hoge frequentie
- realistisch: witheet en zeer weinig straling uitzenden
wat heeft Max Planck gedaan
kwantisering ingevoerd: energie is gekwantiseerd:
- materie = oscillatoren (atomen) die dezelfde energie uitstralen als ze opnemen.
- elke oscilator heeft energie die een veelvoud is van een kleine energiewaarde (
waarom stralen zwarte lichamen weinig energie uit?
hoge energie komt alleen voor bij hoge frequentie: er zijn weinig oscillatoren met hoge energie -> weinig straling met hoge frequentie
foto-elektrisch effect
elektronen die niet sterk gebonden zijn aan een atoom komen los vanaf ze genoeg energie opnemen van een invallende lichtgolf
energie vh elektron is niet afhankelijk vd intensiteit vh licht, enkel van de frequentie ervan
wat was er zo belangrijk aan het foto-elektrische effect
licht is een deeltje!!
wat zijn lijnenspectra?
ontstaan nadat het licht ve geëxciteerd element doorheen een prisma gedisperseerd wordt
- specifiek voor elk element
- energie voor elementen is gekwantiseerd
Bohr-atoommodel conclusies
afstand ve elektron tot de kern is gekwantiseerd
energie van een elektron is gekwantiseerd
grondtoestand
n = 1
kleinste baanstraal, laagste energieniveau
aangeslagen toestanden
n > 1: hogere energie
hoe heeft het Bohr-atoommodel atoomspectra verklaard?
excitatie H-atoom: elektronen van grondtoestand overgaan nr een andere toestand
terugval nr lagere toestand door uitsturen van 1 foton
energie vh foton komt overeen met 1 almerlijn
conclusie: dit model verklaart atoomspectra voor H en waterstofachtige systemen
probleem: faalt voor meerelektronensystemen
de Broglie golflengte
licht = golf = deeltje -> elektron = deeltje = golf
heeft dus een golflengte: golflengtes berekent volgens de de Broglie formule = de Broglie golflengte
onzekerheidsrelatie van Heisenberg
fundamentele beperking op nauwkeurigheid van gelijktijdige fysische metingen
hoe meer je weet over de plaats van een deeltje, hoe minder je weet over de snelheid ervan (en omgekeerd)
kwantummechanica
mechanica voor natuur op atomair niveau
hoe kan Bohr’s model bewezen worden?
als je de baan van een elektron benadert als een staande golf zijn enkel de posities mogleijk waar deze sluit
schrödinger vgl
enkel oplosbaar voor H+
wat zijn orbitalen
waarschijnlijkheidsruimtes
kwantumgetallen
n = hoofdkwantumgetal¨: baan v elektronen
l = nevenkwantumgetal: vorm van het orbitaal
ml = magnetisch kwantumgetal: oriëntatie vh orbitaal
ms = spin vh elektron
s orbitalen
bol symmetrisch, 1 oriëntatie
p orbitalen
2 lobes, 3 oriêntaties
d orbitalen
4 lobes, 5 oriëntaties
Pauli-verbod
2 elektronen in een atoom kunnen niet dezelfde set van 4 kwantumgetallen hebben
aufbau principe
slangendiagram: eerst de orbitalen met lagere energie vullen
opvullen subniveaus
laagste energie bereiken -> stabiliteit
1) grondtoestand: laagste energiebezetting, Pauli-verbod en regel v Hund
2) aangeslagen toestand: Pauli-verbod, geen laagste energiebezetting, niet volgens Hund
3) verboden toestand: niet volgens Pauli
metaalradius
straal van 2 atoomkernen /2
covalente radius
diatomische molecule: afstand tussen de 2 atomen
andere: radius = verschil radius centraal en uiterst atoom - radius van uiterst
ionisatie-energie
= energie nodig om een elektron uit een atoom te verwijderen
endotherm proces
elektronenaffiniteit
= energieverandering bij toevoeging van een elektron aan een gasvormig atoom bij T=0
meestal exotherm
regels van Slater (Zeff)
- enkel shielding door elektronen op een lager of gelijk niveau
- 0,35 op zelfde niveau
- 0,85 voor s en p op n-1
- 1 voor d en f op n-1
moleculair orbitaal theorie
principe: molecule = verzameling atoomkernen op bepaalde afstand van elkaar
bindingen ontstaan door de elektronen in moleculaire orbitalen
moleculaire orbitalen
= orbitalen die gedelocaliseerd zijn over de hele molecule
zijn hun zuiver atomair karakter verloren
MO-theorie voor A2 molecule
- enkel AO’s met gelijke energie geven een efficiënte combinatie (1S combineert niet)
- aantal MO’s = aantal gecombineerde AO’s
- combinatie van 2 AO’s -> bindend MO met lagere energie, niet-bindend MO met hogere energie
- grondtoestand: elektronen bezetten eerst MO met lage energie
- elk MO kan slechts 2 elektronen met anti-parallelle spin bevatten
- MO’s met gelijke energie -> regel van Hund
- globale bindende situatie -> meer elektronen in bindende MO’s dan in anti-bindende MO’s
bindingsorde
0,5 x (aantal elektronen in bindende MO’s - aantal elektronen in anti-bindende MO’s)
magnetisme in MO’s
paramagnetisme: het MO-schema bevat ongepaarde elektronen
diamagnetisme: het MO-schema bevat geen ongepaarde elektronen
oktetregel
4 paren elektronen rond elke molecule
enkel geldig voor elementen uit periode 2
formele lading
= lading die een element in een molecule bezit nadat de elektronen van elke binding in de molecule gelijk verdeeld zijn over de atomen
regels formele lading
1) molecule: som FL = 0, ion: som FL = lading ion
2) zo weinig mogelijk FL voor stabiliteit
3) negatieve FL op meest EN elementen
4) 2 naburige elementen mogen niet dezelfde lading hebben
5) absolute waarde FL niet > 1
gids lewisstructuren
1) oktetregel voor verbindingen uit periode 2
2) bereken het aantal pi-bindinngen
3) teken de mogelijke structuren
4) bereken FL
5) schrap structuren: FL>1 mag niet, 2FL naast elkaar niet hetzelfde teken, FL niet ok met EN, ….
resonantie
als er verschillende correcte structuren zijn: werkelijke structuur = combinatie
IR spectroscopie
moleculen absorberen moleculaire frequenties (kenmerkend voor de structuur)
hoe complexer, hoe meer pieken er zijn
snelheid v trillingen hangen af vd massa’s vd atomen
UV-VIS spectroscopie
hoge energie: elektronenvibraties
UV straling op elektronen
elektronen gaan op hoger niveau
Valence Bond Theorie
kwantummechanische benadering van een covalente binding
covalente binden vormen wnr orbitalen met elkaar overlappen: een elektronenpaar neemt gemeenschappelijk gebied in tussen de atomen
hybride atoom orbitalen
aantal niet-equivalente atoomorbitalen van een atoom combineren -> set van nieuwe atoomorbitalen -> meer stabiele bindingen
sp-hybridisatie
bindingshoek 180°
lineair
sp² hybridisatie
bindingshoek 120°
trigonaal planair
sp³ hybridisatie
bindingshoek = 109,5°
tetraëder
dsp³ hybridisatie
bindingshoek = 120° op grondvlak, 109,5° tussen grondvlak en top
trigonale bipiramide
d²sp³ hybridisatie
bindingshoek = 90°
oktaheder
principes VSEPR theorie
1) molecule kan herschreven worden als ABmEn
- A = centraal atoom
- B = andere atomen op a
- E = vrije elektronenparen op a
2) alle elektronenparen in de valenteischaal rond a stoten elkaar af -> nemen eindposities in waar repulsie minimaal is
3) volume binden elektronenpaar < volume vrij elektronenpaar
4) volumes: enkel < dubbel < drievoudige binding < vrij elektronenpaar
oriëntatie op basis van n+m
2: lineair
3: trigonaal planair
4: tetraëdisch
5: bipyramidiaal
6: oktaheder
AB2
lineair
AB3
trigonaal planair
AB2E
angular or bent
AB4
tetraëder
AB3E
trigonal pyramidal
AB5
trigonale bipyramide
AB4E
irregular tetrahedral
AB3E2
T-shaped
AB2E3
lineair
AB6
octaëdrisch
AB5E
square pyramidal
AB4E2
square planair
complexen
verbindingen met overgangsmetalen
- gekleurd
- volgen niet-conventionele stoichiometrievgl
- goede redox katalysatoren
- verrassend stabiel
coördinatieve binding
= binding waarbij een ligand met veel elektronen 2 elektronen doneert in lege d-orbitalen van een overgangsmetaal
Valence Bond theorie voor complexen
complexen ontstaan door gecoördineerde covalente bindingen met lege bindende metaalorbitalen
geometrie bepaald door hybridisatie van lege metaalorbitalen
CN 2
sp: lineair
CN 3
sp²: trigonaal planair
CN 4
sp³ : tetraëdisch
dsp²: vlak planair
CN 5
d³sp, dsp³: trigonale bipyramide
CN 6
d²sp³, sp³d²: octaëdrisch
covalente complexen
lege d-orbitalen beschikbaar
= inwendige complexen: stabiel
ionaire complexen
geen lege d-orbitalen beschikbaar
= uitwendige complexen: niet-stabiel
dichtste bolstapeling
= stapeling die zo weinig mogelijk plaats inneemt
ABA: HCP
ABC: FCC
bandentheorie
verklaart geleiding van metalen
negatieve pool stoot elektronen af, positieve trekt ze aan -> verplaatsing van elektronen -> geleiding van stroom
CG 12
dichtste bolstapeling
R = 1
CG 8
kubisch
0,73<R<1
CG 6
octaëder
0,41<R<0,73
CG 4
vlak vierkant
0,22<R<0,41
CG3
driehoek
0,15<R<0,22
