Studiebot antwoord

Vraag gesteld door: carl - 6 maanden geleden

Make a practice exam of the following text: INLEIDING
Subatomaire deeltjes van een atoom noemen we elementaire deeltjes (= elektron, proton, neutron)
Atomen elektrisch neutraal door gelijke hoeveelheid p+ en e-

Neutronen houden p+
in kern samen, stabiliteit
Elementen gekenmerkt door
Atoomnummer (Z) aantal p+
(= aantal e -
)
Massagetal (A) aantal p+ en n0
in kern
ATOOMMODELLEN
Atoommodel van Dalton
Atomen kunnen niet ontstaan of vernietigd worden
Kleinste deeltje op aarde, ondeelbaar
Bolvormig en massief
Massa en grootte specifiek voor elk deeltje
Atoommodel van Thomson
Plumpuddingmodel
Elektrisch neutrale deeltjes
Negatief geladen e- aan de buitenzijde in positief geladen geleiachtige massa
Atoommodel van Rutherford
Grote ijle ruimte
Centrale positief geladen kern
Later ook protonen ontdekt door Rutherford, hypothese neutronen opgesteld
e
- die vrij rondzweven in de elektronenmantel
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
10
Atoommodel van Bohr
Centrale massieve kern met protonen en neutronen
Elektronen op vaste afstanden rond de kern, op schillen
K, L, M, N, O, P, Q, R
Rangnummer (1-8) van schil = schilnummer of hoofdkwantumgetal
(n)
Maximale bezetting schillen = 2n
Geldt enkel tot schil 4, daarna is maximale bezetting = 32
Atoom is elektrisch neutraal door gelijke hoeveelheid e- en p+
Atoommodel van Bohr-Sommerfeld
Zie ATOOMMODEL VAN BOHR-SOMMERFELD IN DETAIL
Golfmechanisch atoommodel
Zie GOLFMECHANISCH ATOOMMODEL
ATOOMMODEL BOHR
Dit is het atoommodel van Bohr maar dan meer in detail
LIJNENSPECTRUM
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
11
Indien energie toegevoegd wordt aan een stof (e.g. door warmte toe te voegen) energie wordt
gebruikt om energiesprong weg van de kern uit te voeren
Energiesprong elektronen gaan naar een hoger gelegen schil
Atoom in aangeslagen toestand (= gexciteerde toestand)
Atoom in energierijker en dus onstabiel atoom wil terug
naar grondtoestand
Terug naar grondtoestand door terugvallen van elektron naar zijn
originele schil energie in vorm van licht afgegeven met een
welbepaalde kleur of frequentie
Elke kleur is een soort licht met welbepaalde
energiehoeveelheid stralingsenergie die vrijkomt bij het
terugvallen van een elektron = energieverschil tussen twee
energieniveaus
Verschil in energie dus omgezet naar straling
Indien men licht breekt door prisma licht opgesplitst in samenstellende kleuren, emissiespectrum
Specifiek voor elk element
Elke lijn in emissiespectrum van een bepaald atoom ontstaat door een welbepaalde
energieovergang (bepaald door golflengte () en frequentie (v) van stralen) elk lijntje hoort bij
bepaalde elektronensprong
Er komen enkel een bepaald aantal spectraallijntjes voor er kunnen slechts een bepaald aantal
energieverandering mogelijk zijn
Elektronen van atoom bevinden zich dus op bepaalde energieniveaus
Er zijn maar bepaalde energieovergangen per element mogelijk
BOHR-SOMMERFELD ATOOMMODEL
Hoofdniveaus van Bohr (of hoofdschillen)
Subniveaus van Sommerfeld (of subschillen)
Hoofdniveaus van Bohr opgesplitst in beperkt aantal subniveaus
Aantal subniveaus per hoofdniveau = n, met een maximum van 4
Aanduiding subniveaus s-, p-, d-, f-subniveaus
Maximale bezetting subniveaus is respectievelijk 2, 6, 10, 14
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
12
Voorgesteld als s, p4
, d10 , f14met exponent = maximale bezetting
Magnetische subniveaus
In aanwezigheid van een magnetisch veld splitsen spectraallijntjes van subniveaus verder op
In elk magnetisch subniveau kunnen maximaal 2 e-
Aantal magnetische subniveaus in subschillen is respectievelijk 1, 3, 5, 7
Geven ook aantal mogelijke orintaties weer
Spin van een elektron
e
- maakt een draaibeweging rond zijn eigen as terwijl het rond de kern beweegt
Twee opties: wijzerzin of tegenwijzerzin
Veroorzaken door rotatie een magnetisch veld de twee e- blijven door tegengestelde spin in
eenzelfde magnetisch subniveau toch bij elkaar ondanks onderlinge elektrostatische
afstotingskracht
GOLFMECHANISCH ATOOMMODEL
Model geeft verklaring voor ruimtelijke ordening
Elektronen niet in banen, maar in orbitalen gebied rondom een atoomkern waarin elektronen met een
bepaalde energie zich met 90% waarschijnlijkheid bevinden
ONTWIKKELING
Dualiteit van materie elektron heeft zowel deeltjes als golfkarakter
Hypothese opgesteld door Louis de Broglie
Onzekerheidsprincipe van Heisenberg het is onmogelijk om tegelijkertijd de plaats en de snelheid van
een elektron te bepalen
Bepaling van plaats benvloed snelheid en omgekeerd
Vergelijking van Schrdinger wiskundige vergelijking waarmee de waarschijnlijkheid om een bepaald
elektron aan te treffen in een bepaald gebied berekend kan worden
Waarschijnlijkheid wordt weergegeven in een stippendiagram
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
13
ORBITALEN
Orbitalen zijn
Gebieden rondom een atoomkern waarin elektronen met een bepaalde energie zich met 90%
waarschijnlijkheid bevinden
Grafische voorstellingen van wiskundige vergelijkingen
(Schrdingervergelijking)
s-, p-, d-, f-subniveaus orbitalen met welbepaalde ruimtelijke vorm
s-orbitalen
Bolvormig
Kern in middelpunt
Trefkans voor de elektronen op een bepaalde afstand van de kern is even
groot naar alle kanten door bolsymmetrie
p-orbitalen
Haltervorm
Kern in knooppunt van halter
Trefkansgebied niet bolsymetrisch
3 magnetische subniveaus bij p-subniveau 3 mogelijke ruimtelijke ordeningen p-orbitalen (px, p y,
p z)
d- en f-orbitalen ingewikkelde vormen en orintaties, niet te kennen
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
14
ISOTOPEN
Elementen worden gekenmerkt door een specifiek aantal protonen en elektronen, maar de massa kan
binnen eenzelfde element verschillen
Het verschil in massa valt te verklaren door een verschillend aantal neutronen
Atomen van eenzelfde element, en dus met een zelfde aantal protonen en elektronen, maar een
verschillende massa, dus een verschillend aantal neutronen, noemen we isotopen
Aangezien de chemische eigenschappen van een atoom bepaald worden door de elektronen, zijn
isotopen chemisch identiek
Men kan de gemiddelde relatieve atoommassa berekenen adhv procentueel voorkomen van de isotopen:
Ar = (m(isotoop1).%(isotoop1)) + (m(isotoop2).%(isotoop2)) Een nuclide is de verschillende kern
ELEKTRONENCONFIGURATIE
Elektronenconfiguratie concrete systematische voorstelling hoe elektronen verdeelt zitten
NOTATIES
EXPONENTILE NOTATIE ELEKTRONENCONFIGURATIE
Elk orbitaal kan weergegeven worden als code (e.g 1s)
Eerste cijfer hoofdniveau
Letter orbitaaltype
Tweede cijfer aantal elektronen aanwezig op vermelde subniveau/orbitaal
Bij een atoom in grondtoestand vult men eerst de subschillen aan met laagste energie (regel van minimale
energie) correcte opvulling volgens toenemende energiewaarde te vinden aan de hand van
diagonaalregel
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
15
E.g. 20Ca 1s 2s 2p6 3s 4s
Mijn redenering voor het gemak: als je exponenten optelt bekom je 20 (20 ein 20Ca)
HOKJESVOORSTELLING
Elk orbitaal kan voorgesteld worden door vakje waarin 1 of twee pijltjes getekend worden naargelang 1 of 2
e
- de orbitaal bezetten
SPREIDINGSREGEL HUND
Laatste bezette subniveau maximaal aantal ongepaarde elektronen
Elektronen in eenzelfde subniveau niet gepaard tenzij het niet anders kan
Elk gelijksoortig orbitaal eerst met n e- bezet, daarna pas eventuele doubletten
Ongepaarde e- hebben zelfde spin (spin up pijltje omhoog)
Zie afbeelding 6C hieronder in hokjesnotatie
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
16
BEKNOPTE NOTATIE
Vereenvoudigde notatie tussen []-haakjes symbool van vorige edelgas gevolgd door normale notatie
voor overige bezette orbitalen
E.g. 19K
1. Volledige notatie 1s 2s 2p6 3s 3p 6 4s1
2. Voorafgaande edelgas 18Ar
3. [Ar] 4s1
VERBODSREGEL PAULI (UITSLUITINGSPRINCIPE)
Binnen 1 atoom elk elektron anders, minstens 1 kwantumgetal verschilt
Maximum 2 elektronen op orbitaal
STABILITEITSREGELS
Elektronenconfiguraties die bij voorkeur gevolgd worden
Edelgasconfiguratie ns2 np6
Volledig bezet subniveau (e.g. teostand d10 is stabieler dan d9
)
Halfbezet subniveau (toestand d5
is stabieler dan d6 of d4
)
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
17
Extra stabiliteit inversie verspringen van een e- naar hoger energieniveau om stabielere configuratie
te verkrijgen
E.g. 42Mo [36Kr] 4d 5 5s1 [36Kr] 5s 2 4d4
(twee halfbezette subniveaus)
MOLECULEN
INLEIDING
Bij binding krijgen bindingspartners een stabielere configuratie door een andere verdeling van valentieelektronen
M staat voor metaal, nM voor niet-metaal
BINDINGSPARTNERS EN BINDINGSTYPE
M + nM 1,9 EN 3,3 Ionbinding
nM + nM 0 EN 1,9 Covalente binding
M + M EN = 0 Metaalbinding
VERSCHILLENDE BINDINGEN HERHALEN
Atoombinding of covalente binding
nM + nM
Gemeenschappelijke elektronenparen
Normale covalente binding elektronen van gemeenschappelijke doubletten geleverd door elk
van bindende atomen
Datief covalente binding of donor-acceptor binding gemeenschappelijk elektronenpaar geleverd
door 1 atoom
Donoratoom stelt ein gemeenschap met acceptoratoom 0 EN 1,9
Ionbinding
M + nM
Vorming ionen (positief van metaal, negatief van niet metaal)
Positief ion kation
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
18
Negatief ion anion
Polyatomische ionen e.g. SO4
2-
Sterke elektrische krachten door geladen deeltjes zorgen voor een vaste structuur ionrooster
Rooster alle ionbindingen vaste stoffen
1,9 EN 3,3
Metaalbinding M + M
Positieve ionen bijeengehouden door vrije e- elektronenlijm metaalrooster
Valentie-elektronen vrij door geringe aantrekking tussen atoomkern en valentieelektronen (kleine EN waarde)
Rooster van positieve metaalionen en vrije e-
(gedelocaliseerde valentie-elektronen)
LEWISFORMULE OPSTELLEN
Geeft geen informatie over ruimtelijke schikking van atomen in moleculen
Elektronenverdeling op buitenste schil valentie elektronen & gemeenschappelijke of bindende
elektronenparen
Ongepaarde e- stip
Gepaarde e- streep
Enkelvoudige, dubbele en drievoudige bindingen
STAPPENPLAN OPSTELLEN LEWISFORMULE
1. Noteer het skelet van het deeltje voorstelling atomen met omringende bindingsfactor
Meest centrale atoom heeft grootste bindingsvermogen en bevat de meeste ongepaarde
e
-
Men streeft naar grootste symmetrie identieke atomen nemen gelijkaardige stand en zijn
meestal niet aan elkaar gebonden
In koolstofverbindingen zijn C-atomen meestal aan elkaar gebonden
ter vorming van C-keten
Waterstof is altijd eindstandig (H heeft 1 e-
)
Meeste andere atomen bereiken octetstructuur
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
19
In ternaire zuren (HnXO m) en hiervan afgeleide polyatomische negatieve ionen is nietmetaal atoom x steeds centrale atoom, omgeven door O atomen waarop H-atomen
gebonden zijn
2. Tel totaal aantal valentie-elektronen (E1)
Rekening houden met ionlading
3. Bepaal aantal elektronen zodat voldaan wordt aan edelgasconfiguratie (E2)
E2 = 2.(aantal H-atomen in molecule) + 8.(aantal overige atomen in molecule)
2.aantal H-atomen H heeft enkel 2 e- nodig
4. Bepaal aantal bindende (E3) en niet-bindende (E4) elektronenparen
E3 = (E 2 -E 12
E4 = (E 1-2 .E32
5. Teken structuren waarvan elektronenbezetting voldoet aan regel 4 en bepaal formele ladingen
6. Volgende regels van belang bij formele ladingen
Verdeling van formele ladingen dient in overeenstemming te zijn met ENW van atomen
Formele ladingen van gebonden atomen moeten in teken verschillen
Structuren waarin uitzonderlijk veel en/of grote formele ladingen in voor komen, zijn niet
realistisch
E.g. H2SO4
1. Skelet van het deeltje
2. Totaal aantal valentie-e
-

E1= (2.1)+6+(4.6) = 32
3. Totaal aantal e- om edelgasconfiguratie te bekomen
E2 = 2.2+8.5 = 44
4. Aantal bindende en niet-bindende elektronenparen
E3= (44-322 = 6
E4= (22-2.62 = 10
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
20
5. Structuur
Met 6 bindende elektronenparen, 10 niet-bindende
MESOMERIE
We noemen dit soms ook resonantie
Verschijnsel waarbij de structuur van een molecule niet meer exact kan worden voorgesteld door een
lewisformule
Echte voorstelling van het deeltje bevindt zich tussen uiterste structuren van de lewisformule
Verschillende mogelijke lewisstructuren = kanonieken
Sommige elektronen horen niet enkel in 1 binding, maar tot een orbitaal dat uitspreidt over meerdere
atomen gedelokaliseerde elektronenen
Elektronenomringing anders
Gedelokaliseerde elektronen voorgesteld als stippenlijn
BINDINGEN VOORSTELLEN
Meervoudige bindingen voorgesteld door meervoudige strepen
Twee soorten enkelvoudige bindingen
Normale covalente binding of -binding (zie Sigma binding)
Beide atomen stellen elektron gemeenschappelijk
Enkelvoudige streep in lewisformule
Donor-acceptorbinding of datieve binding
Donor levert 2 elektronen, acceptor ontvangt 2 elektronen maar levert geen
Pijl van donor naar acceptor in lewisformule
Semipolaire donor-acceptorbinding minst elektronegatieve atoom is donor
Cordinatieve donor-acceptorbinding meest elektronegatieve atoom is donor
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
21
HYBRIDISATIE
Verklaard
Vorming van bindingen
Geometrie en ruimtelijke schikking van molecule
Ongelijke orbitalen worden gelijkwaardig, qua vorm en qua energie inhoud
SPX
ORBITALEN
Tetragonale of sp-hybridisatie >F
Vorming van 4 hybrideorbitalen
3 in sp wijst op hybridisatie van 1 s- en 3 p-orbitalen
Halter met grote en kleine lus
Gemeenschappelijke symmetrieas
Hybrideorbitalen stoten elkaar maximaal af vorm van tetrader met bindingshoeken van 109
Trigonale of sp-hybridisatie
Vorming van 3 hybrideorbitalen
1 s- en 2 p-orbitalen
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
22
Halter met grote en kleine lus
Geen gemeenschappelijke symmetrieas
Drie orbitalen stoten elkaar maximaal af vorm van een gelijkzijdige driehoek met
bindingshoeken van 120
Digonale of sp-hybridisatie
Vorming 2 hybrideorbitalen
1 s- en 1 p-orbitaal
Halter met grote en kleine lus
Stoten elkaar maximaal af linair (op n lijn) met bindingshoeken van 180
STERISCH GETAL
Type hybridisatie valt gemakkelijk af te leiden van het sterisch getal
Het sterisch getal van een centraal atoom in een verbinding is de som van het aantal vrije
elektronenparen en het aantal bindingspartners
Tussen 2 en 4
SG is gelijk aan het aantal hybrideorbitalen
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
23
MOLECUULORBITALEN
SIGMA ( )- BINDING
Axiaal symmetrisch steeds dezelfde figuur als we het molecuulorbitaal wentelen rond de bindingsas
van beide kernen
Elektronendichtheid het grootst tussen beide kernen
Ontstaat uit het axiaal overlappen van respectievelijk twee halfgevulde atoom of hybrideorbitalen
Altijd enkelvoudige binding
Stevige binding
PI ( )- BINDING
Ontstaat door een zijdelingse overlapping van twee halfgevulde p-orbitalen die niet in hybridisatie zijn
opgenomen
Kan slechts bestaan als er ook al een sigma binding tussen bindingspartners bestaat
Meervoudige bindingen zijn altijd 1 -binding + 1 of 2 -bindingen Minder stabiel dan
sigma binding, makkelijker verbroken
Downloaded at Knoowy - Upload your own study documents and earn money
24
. The practice exam must be written in theDutch language. Below are the answers. The number of questions that the practice exam must contain is 30.

Antwoord rapporteren