Samenvatting chemie
H1: Opbouw van materie
1.1. Mengsels, verbindingen, enkelvoudige stoffen, elementen (p349 – 350)
MENGSELS
Zuivere stof = Stof die uit één soort moleculen/atomen bestaat
Mengsel = Stof die uit meerdere moleculen bestaat
- Homogeen mengsel Losse bestanddelen niet meer waar te nemen
- Heterogeen mengsel Losse bestanddelen kunnen onderscheiden worden
STOFFEN
Enkelvoudige stof = Moleculen die uit één soort atoom bestaan Bv.
O2
Samengestelde stof = Moleculen die uit verschillende elementen bestaan Bv.
H2O
ELEMENTEN
Atoom = Kleinste deeltje van een molecule
Element = Atomen van één soort = Vaste hoeveelheid p+
Atomen onderscheiden zich door aantal p+ in kern
Atomen vormen moleculen door clusters van atomen met vaste samenstelling
Formule toont verhouding van elementen Bv. CaCl2 met verhouding 1:2
1.2. De atoomtheorie van Dalton en Rutherford-Bohr (p350)
Wat is een atoom precies?
GESCHIEDENIS
Dalton Atoom is een massieve bol
Thomson Atoom positief geladen en negatief geladen elektronen rond positieve bol
Rutherford Kleine, centrale kern met alle massa en pos lading
Elektronen in cirkelvormige baan rondom kern
Neutronen = neutraal geladen deeltjes
Bohr De baan van de elektronen is vast, op vast afstand van kern
Afstand = Afhankelijk van energie
ATOOMMODEL
Kleine kern met positief geladen protonen en neutrale neutronen
Elektronen in negatief geladen wolk op vast afstand van kern
1.3. Isotopen en hun voorstelling (p350-351)
ISOTOPEN
Atomen hebben altijd een vast aantal protonen MAAR #neutronen kan verschillen
Isotoop = Atomen met hetzelfde #protonen, maar verschillend #neutronen
MASSAGETAL EN ATOOMNUMMER
𝐴
𝑍𝑋 met A = Massagetal = #p+ + #n0 en Z = Atoomnummer = #p+ = #e-
1
,1.4. Verband tussen gemiddelde relatieve atoommassa en isotopensamenstelling (p351 – 352)
Isotopenabundantie of isotopensamenstelling = Procentueel aandeel van isotopen van een
element in natuurlijke omstandigheden
𝐴𝑟(𝑋) = 𝐴(𝑖𝑠𝑜𝑡𝑜𝑜𝑝 1). % + 𝐴(𝑖𝑠𝑜𝑡𝑜𝑜𝑝 2). % + ⋯
1.5. Symbolen, formules en chemische reactievergelijkingen (p353)
Reactievergelijking geeft relatief aantal moleculen dat nodig is voor de reactie
1.6. Nomenclatuurregels van anorganische chemie (p353 – 354)
VOORVOEGSELS
1 Mono 6 Hexa
2 Di 7 Hepta
3 Tri 8 Octa
4 Tetra 9 Nona
5 Penta 10 Deca
VERBINDINGEN TUSSEN 2 NIET-METALEN
1e element + (voorvoegsel) + 2e element + ide
Bv. CO2 = Koolstofdioxide
VERBINDEN TUSSEN EEN METAAL EN EEN NIET-METAAL
1e element + 2e element + ide
OPM: Geen voorvoegsel bij verbindingen tussen een metaal en een niet-metaal
Bv. MgI2 = Magnesiumjodide
Kan ook weergegeven worden met Romeins cijfer!
Bv. CuO = Koper(II)oxide
2
, H2: Atoomstructuur en periodiek systeem
Bouw van atomen en atoommodel van Bohr en Sommerfeld
2.1. Belangrijkste eigenschappen van de deeltjes waaruit een atoom is opgebouwd (p355)
Opgebouwd uit protonen, neutronen en elektronen
Protonen p+ Kern + #/element is vast 𝑚 = 1,673.10−27 𝑘𝑔
Neutronen n0 Kern 0 #/element varieert 𝑚 = 1,675.10−27 𝑘𝑔
Elektronen e- Elektronenmantel - #/element varieert (ionisatie) 𝑚 = 9,110.10−31 𝑘𝑔
2.2. Model van Sommerfeld (p356)
HET MODEL VAN BOHR
Elektronen op verschillende banen of schillen
K (2) L (8) M (18) N (32) O (32) P (32) Q (32) Max op schil = 2𝑛2
MODEL VAN SOMMERFELD
Eén schil bestaat uit meerdere banen
2.3. Hoofdniveaus, subniveaus, magnetische niveaus en elektronspin (p357 – 360)
KWANTUMGETALLEN
Kwantumgetallen: beschrijven van plaats en energie van een elektron
Energietoestand van een elektron = evenwichtstoestand tussen 2 krachten
- Aantrekking protonen en elektronen
- Afstoting elektronen
Hoofdkwantumgetal of het hoofdniveau (n)
Energieniveau van een elektron
Hoe dichter de schil, hoe lager het energieniveau
K, L, M, N, O, P, Q
Nevenkwantumgetal of het subniveau (l)
Orbitaal = Volume waarin een elektron zich het meest waarschijnlijk beweegt
S, P, D, F
Magnetisch kwantumgetal of het magnetisch niveau (m)
Oriëntatie van de orbitalen in een magnetisch veld
𝑠 2 , 𝑝6 , 𝑑10 , 𝑓 14
Het spinkwantumgetal of elektronspin (s)
Spin = elektronen draaien rond een as door hun middelpunt tegen de klok in of met de
klok mee
Met de klok mee: +1/2 Tegen de klok in: -1/2
2.4. Elektronenconfiguraties van elementen met gegeven atoomnummer (p361 – 362)
Atoomnummer gekend Elektronenconfiguratie afleiden
Regels:
- Elektronen verdelen zich vanaf het laagste energieniveau naar een hoger
- Maximumhoeveelheid elektronen: K(2), L(8), M(18), N(32), O(32), P(32), Q(32)
3
, - Eerst positieve spins, daarna negatieve spins
2.5. Verband tussen elektronenconfiguratie en periodiciteit (p363 – 364)
OPBOUW
Perioden = 7 horizontale rijen of 7 elektronenschillen 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
Zo kunnen we het maximaal aantal elektronen afleiden
Bv. Periode 2 = L-schil = max 8 elektronen
Groepen = Verticale kolommen Rom cijfers: I – VIII
Ingedeeld volgend chemische eigenschappen ofwel aantal valentie-elektronen
Hoofdgroep A links en rechts
Lanthaniden en Actiniden in midden van periode P & Q
EDELGASSEN
Rechts in PSE
Precies 8 valentie-elektronen en reageren dus niet gemakkelijk
METALEN, NIET-METALEN EN METAALACHTIGEN
Metalen = Bevatten maar een paar valentie-elektronen en hebben de neiging e- af te
geven
Niet-metalen = Bevatten veel (maar niet genoeg!) valentie-elektronen en hebben de neiging e- op
te nemen
Metaalachtigen = Tussen metalen en niet-metalen èy
4
, H3: Chemische bindingen
Moleculen = Chemische bindingen tussen atomen
3.1. Karakteristieken van een ionbinding en covalente binding en meespelende krachten (p365-
366)
Valentie-elektronen = Elektronen op buitenste schil. Altijd streven naar 8 ve!
Verschillende types bindingen
IONBINDING
Ionbinding = Binding tussen een metaal en niet-metaal ∆𝐸𝑁 ≥ 1,7
Metaal geeft e- af + geladen Niet-metaal neemt e- op - geladen
Elektrische aantrekkingskracht Ionen worden aan elkaar ‘gebonden’
Zout
Verbonden door ionbinding in vaste toestand
Vallen uiteen in ionen in vloeibare toestand Geleiden stroom! (Ioniseerbaar)
Ionrooster = Regelmatig patroon van + en – ionen.
Op vaste plaatsen blijven trillen
Plaats: maximaal aantrekken en minimaal afstoten
Kenmerken ionbinding:
- Ionenrooster met sterke elektrostatische krachten
- Hoog smeltpunt en hoog kookpunt
- Goed oplosbaar in water
- Goede geleider als gesmolten of opgelost
COVALENTE BINDING
Covalente binding = Atomen delen valentie-elektronen Allebei 8 ve
∆𝐸𝑁 ≤ 1,7
Hoeveel atomen binden hangt af van vrije elektronen op buitenste schil
Zuiver covalente binding = Binding tussen twee of meer dezelfde atomen
∆𝐸𝑁 = 0
Polaire covalente binding = Twee verschillende atomen binden met elkaar
Grootste EN Aantrekken en dus een positieve en negatieve deellading
Dipoolkarakter
Datief covalente binding of donor-acceptor binding = Een elektronenpaar van één donor
ter beschikking stellen van beide atomen
1) Semi-polaire datief covalente binding Minste EN is donor
2) Coördinatief datief covalente binding Meeste EN is donor H of ion is acceptor
INTERMOLECULAIRE KRACHTEN
Intermoleculaire kracht = Kracht tussen moleculen
1) Polaire covalente moleculen Dipoolkarakter
Andere moleculen aantrekken of afstoten.
Moleculen aan ene kant licht pos, aan de andere kant licht neg
Oplosbaar in water (ioniseerbaar)
2) Apolaire moleculen Van der Waalskrachten Zuiver covalente binding
Tijdelijke negatieve en pos ladingen in elk atoom omdat ze dicht bij elkaar staan
5
, Hoe meer elektronen, hoe sterker de Van der Waalskrachten (zwakke kracht!)
3) Waterstofbruggen
Moleculen waarvan minstens één H gekoppeld is met F, O of N
H w sterk pos en F, O, N w sterk neg Andere moleculen aantrekken/afstoten
Molecuulrooster = zwakke Van de Waalskrachten
3.2. Lewisformules (p367 – 368)
Lewisformule om bindingen tussen atomen weer te geven
Alle valentie-elektronen weergeven
Volmaakte binding: elk atoom 4 streepjes
Notaties:
- Gebonden elektronenparen Streepje tussen atomen
- Vrije elektronenparen Streepje rond atoom
- Vrije valentie-elektronen Puntje
- Datieve bindingen Pijltje
6
,3.3. Ruimtelijke structuur van moleculen (p368 – 369)
STERISCH GETAL
Sterisch getal (SG) = Aantal bindingspartners + Aantal vrije elektronenparen
BINDINGSHOEK
SG Vorm Afbeelding Hoek
2 Lineair 180°
Lineair /
Met een vrij elektronenpaar
3 Planair trigonaal 120°
Planair geknikt 120°
Met één vrij elektronenpaar
Planair lineair /
Met twee vrije elektronenparen
4 Tetraëder tetraëder 109°
Tertaëder piramide 109°
Met één vrij elektronenpaar
Tetraëder geknikt 109°
Met twee vrije elektronenparen
Tertaëder lineair /
Met drie vrije elektronenparen
In realiteit wijken bindingshoeken een beetje af:
- Vrij elektronenpaar neemt meer plaats in dan gemeenschappelijke elektronenpaar Kleiner
- Groter atoom Vrije elektronenparen verder van kern Minder sterke binding
Elektronen nemen meer ruimte in Kleiner
BINDINGSLENGTE
Bindingslengte = Lengte van een binding (Verschilt per atoom!)
Atoomstraal = Straal van een atoom
Ionstraal = Straal van een ion (pos: klein neg: groot)
Covalente straal of bindingslengte = Afstand tussen twee atoomkernen
+ - atoomstraal Sterke covalente bindingen Korter
7
, 3.4. 𝜎- en π-bindingen (p370)
Covalente binding Overlappen van orbitalen Nieuwe orbitaalvormen: 𝜎, 𝜋, 𝛿, 𝜑-
orbitalen
Sigmabinding Enkele binding Oneindige symmetrie
Pibinding Dubbele binding (𝜎 en π!) Spiegelvlak
3.5. Elektronegativiteit en polariteit van een binding (p371)
ELEKTRONEGATIVITEIT
Elektronegativiteit (EN) = Maat waarin een atoom de neiging heeft om
bindingselektronen naar zich toe te trekken
POLARITEIT
Polariteit = Atoom met grootste EN levert aantrekkingskracht op atoom met kleinste EN
Partiële lading: Grootste EN w – (𝛿−) Kleinste EN w + (𝛿+)
3.6. Polariteit van moleculen aan de hand van de ruimtelijke structuur (p371)
ALGEMEEN
Polaire bindingen is niet altijd een polair moleculen ALS gelijke hoek en gelijke
grootte
VOORBEELDEN
1) CF4 Tetraëdisch patroon Polariteit opheffen
2) CF3H Drie atomen met neg lading Dipool
3) NH3 Partiële ladingen aan één kant Dipool
4) H20 H-atomen niet recht over elkaar Dipool
5) CO2 O-atomen recht over elkaar Niet dipool
3.7. Oxidatiegetal (p372)
Oxidatiegetal (OG) = Hoeveel lading het atoom draagt in een verbinding
Afleiden uit PSE
Regels:
- Som OG = Lading gehele molecule
- Enkelvoudige verbindingen tussen zelfde atomen: OG = 0
8
H1: Opbouw van materie
1.1. Mengsels, verbindingen, enkelvoudige stoffen, elementen (p349 – 350)
MENGSELS
Zuivere stof = Stof die uit één soort moleculen/atomen bestaat
Mengsel = Stof die uit meerdere moleculen bestaat
- Homogeen mengsel Losse bestanddelen niet meer waar te nemen
- Heterogeen mengsel Losse bestanddelen kunnen onderscheiden worden
STOFFEN
Enkelvoudige stof = Moleculen die uit één soort atoom bestaan Bv.
O2
Samengestelde stof = Moleculen die uit verschillende elementen bestaan Bv.
H2O
ELEMENTEN
Atoom = Kleinste deeltje van een molecule
Element = Atomen van één soort = Vaste hoeveelheid p+
Atomen onderscheiden zich door aantal p+ in kern
Atomen vormen moleculen door clusters van atomen met vaste samenstelling
Formule toont verhouding van elementen Bv. CaCl2 met verhouding 1:2
1.2. De atoomtheorie van Dalton en Rutherford-Bohr (p350)
Wat is een atoom precies?
GESCHIEDENIS
Dalton Atoom is een massieve bol
Thomson Atoom positief geladen en negatief geladen elektronen rond positieve bol
Rutherford Kleine, centrale kern met alle massa en pos lading
Elektronen in cirkelvormige baan rondom kern
Neutronen = neutraal geladen deeltjes
Bohr De baan van de elektronen is vast, op vast afstand van kern
Afstand = Afhankelijk van energie
ATOOMMODEL
Kleine kern met positief geladen protonen en neutrale neutronen
Elektronen in negatief geladen wolk op vast afstand van kern
1.3. Isotopen en hun voorstelling (p350-351)
ISOTOPEN
Atomen hebben altijd een vast aantal protonen MAAR #neutronen kan verschillen
Isotoop = Atomen met hetzelfde #protonen, maar verschillend #neutronen
MASSAGETAL EN ATOOMNUMMER
𝐴
𝑍𝑋 met A = Massagetal = #p+ + #n0 en Z = Atoomnummer = #p+ = #e-
1
,1.4. Verband tussen gemiddelde relatieve atoommassa en isotopensamenstelling (p351 – 352)
Isotopenabundantie of isotopensamenstelling = Procentueel aandeel van isotopen van een
element in natuurlijke omstandigheden
𝐴𝑟(𝑋) = 𝐴(𝑖𝑠𝑜𝑡𝑜𝑜𝑝 1). % + 𝐴(𝑖𝑠𝑜𝑡𝑜𝑜𝑝 2). % + ⋯
1.5. Symbolen, formules en chemische reactievergelijkingen (p353)
Reactievergelijking geeft relatief aantal moleculen dat nodig is voor de reactie
1.6. Nomenclatuurregels van anorganische chemie (p353 – 354)
VOORVOEGSELS
1 Mono 6 Hexa
2 Di 7 Hepta
3 Tri 8 Octa
4 Tetra 9 Nona
5 Penta 10 Deca
VERBINDINGEN TUSSEN 2 NIET-METALEN
1e element + (voorvoegsel) + 2e element + ide
Bv. CO2 = Koolstofdioxide
VERBINDEN TUSSEN EEN METAAL EN EEN NIET-METAAL
1e element + 2e element + ide
OPM: Geen voorvoegsel bij verbindingen tussen een metaal en een niet-metaal
Bv. MgI2 = Magnesiumjodide
Kan ook weergegeven worden met Romeins cijfer!
Bv. CuO = Koper(II)oxide
2
, H2: Atoomstructuur en periodiek systeem
Bouw van atomen en atoommodel van Bohr en Sommerfeld
2.1. Belangrijkste eigenschappen van de deeltjes waaruit een atoom is opgebouwd (p355)
Opgebouwd uit protonen, neutronen en elektronen
Protonen p+ Kern + #/element is vast 𝑚 = 1,673.10−27 𝑘𝑔
Neutronen n0 Kern 0 #/element varieert 𝑚 = 1,675.10−27 𝑘𝑔
Elektronen e- Elektronenmantel - #/element varieert (ionisatie) 𝑚 = 9,110.10−31 𝑘𝑔
2.2. Model van Sommerfeld (p356)
HET MODEL VAN BOHR
Elektronen op verschillende banen of schillen
K (2) L (8) M (18) N (32) O (32) P (32) Q (32) Max op schil = 2𝑛2
MODEL VAN SOMMERFELD
Eén schil bestaat uit meerdere banen
2.3. Hoofdniveaus, subniveaus, magnetische niveaus en elektronspin (p357 – 360)
KWANTUMGETALLEN
Kwantumgetallen: beschrijven van plaats en energie van een elektron
Energietoestand van een elektron = evenwichtstoestand tussen 2 krachten
- Aantrekking protonen en elektronen
- Afstoting elektronen
Hoofdkwantumgetal of het hoofdniveau (n)
Energieniveau van een elektron
Hoe dichter de schil, hoe lager het energieniveau
K, L, M, N, O, P, Q
Nevenkwantumgetal of het subniveau (l)
Orbitaal = Volume waarin een elektron zich het meest waarschijnlijk beweegt
S, P, D, F
Magnetisch kwantumgetal of het magnetisch niveau (m)
Oriëntatie van de orbitalen in een magnetisch veld
𝑠 2 , 𝑝6 , 𝑑10 , 𝑓 14
Het spinkwantumgetal of elektronspin (s)
Spin = elektronen draaien rond een as door hun middelpunt tegen de klok in of met de
klok mee
Met de klok mee: +1/2 Tegen de klok in: -1/2
2.4. Elektronenconfiguraties van elementen met gegeven atoomnummer (p361 – 362)
Atoomnummer gekend Elektronenconfiguratie afleiden
Regels:
- Elektronen verdelen zich vanaf het laagste energieniveau naar een hoger
- Maximumhoeveelheid elektronen: K(2), L(8), M(18), N(32), O(32), P(32), Q(32)
3
, - Eerst positieve spins, daarna negatieve spins
2.5. Verband tussen elektronenconfiguratie en periodiciteit (p363 – 364)
OPBOUW
Perioden = 7 horizontale rijen of 7 elektronenschillen 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
Zo kunnen we het maximaal aantal elektronen afleiden
Bv. Periode 2 = L-schil = max 8 elektronen
Groepen = Verticale kolommen Rom cijfers: I – VIII
Ingedeeld volgend chemische eigenschappen ofwel aantal valentie-elektronen
Hoofdgroep A links en rechts
Lanthaniden en Actiniden in midden van periode P & Q
EDELGASSEN
Rechts in PSE
Precies 8 valentie-elektronen en reageren dus niet gemakkelijk
METALEN, NIET-METALEN EN METAALACHTIGEN
Metalen = Bevatten maar een paar valentie-elektronen en hebben de neiging e- af te
geven
Niet-metalen = Bevatten veel (maar niet genoeg!) valentie-elektronen en hebben de neiging e- op
te nemen
Metaalachtigen = Tussen metalen en niet-metalen èy
4
, H3: Chemische bindingen
Moleculen = Chemische bindingen tussen atomen
3.1. Karakteristieken van een ionbinding en covalente binding en meespelende krachten (p365-
366)
Valentie-elektronen = Elektronen op buitenste schil. Altijd streven naar 8 ve!
Verschillende types bindingen
IONBINDING
Ionbinding = Binding tussen een metaal en niet-metaal ∆𝐸𝑁 ≥ 1,7
Metaal geeft e- af + geladen Niet-metaal neemt e- op - geladen
Elektrische aantrekkingskracht Ionen worden aan elkaar ‘gebonden’
Zout
Verbonden door ionbinding in vaste toestand
Vallen uiteen in ionen in vloeibare toestand Geleiden stroom! (Ioniseerbaar)
Ionrooster = Regelmatig patroon van + en – ionen.
Op vaste plaatsen blijven trillen
Plaats: maximaal aantrekken en minimaal afstoten
Kenmerken ionbinding:
- Ionenrooster met sterke elektrostatische krachten
- Hoog smeltpunt en hoog kookpunt
- Goed oplosbaar in water
- Goede geleider als gesmolten of opgelost
COVALENTE BINDING
Covalente binding = Atomen delen valentie-elektronen Allebei 8 ve
∆𝐸𝑁 ≤ 1,7
Hoeveel atomen binden hangt af van vrije elektronen op buitenste schil
Zuiver covalente binding = Binding tussen twee of meer dezelfde atomen
∆𝐸𝑁 = 0
Polaire covalente binding = Twee verschillende atomen binden met elkaar
Grootste EN Aantrekken en dus een positieve en negatieve deellading
Dipoolkarakter
Datief covalente binding of donor-acceptor binding = Een elektronenpaar van één donor
ter beschikking stellen van beide atomen
1) Semi-polaire datief covalente binding Minste EN is donor
2) Coördinatief datief covalente binding Meeste EN is donor H of ion is acceptor
INTERMOLECULAIRE KRACHTEN
Intermoleculaire kracht = Kracht tussen moleculen
1) Polaire covalente moleculen Dipoolkarakter
Andere moleculen aantrekken of afstoten.
Moleculen aan ene kant licht pos, aan de andere kant licht neg
Oplosbaar in water (ioniseerbaar)
2) Apolaire moleculen Van der Waalskrachten Zuiver covalente binding
Tijdelijke negatieve en pos ladingen in elk atoom omdat ze dicht bij elkaar staan
5
, Hoe meer elektronen, hoe sterker de Van der Waalskrachten (zwakke kracht!)
3) Waterstofbruggen
Moleculen waarvan minstens één H gekoppeld is met F, O of N
H w sterk pos en F, O, N w sterk neg Andere moleculen aantrekken/afstoten
Molecuulrooster = zwakke Van de Waalskrachten
3.2. Lewisformules (p367 – 368)
Lewisformule om bindingen tussen atomen weer te geven
Alle valentie-elektronen weergeven
Volmaakte binding: elk atoom 4 streepjes
Notaties:
- Gebonden elektronenparen Streepje tussen atomen
- Vrije elektronenparen Streepje rond atoom
- Vrije valentie-elektronen Puntje
- Datieve bindingen Pijltje
6
,3.3. Ruimtelijke structuur van moleculen (p368 – 369)
STERISCH GETAL
Sterisch getal (SG) = Aantal bindingspartners + Aantal vrije elektronenparen
BINDINGSHOEK
SG Vorm Afbeelding Hoek
2 Lineair 180°
Lineair /
Met een vrij elektronenpaar
3 Planair trigonaal 120°
Planair geknikt 120°
Met één vrij elektronenpaar
Planair lineair /
Met twee vrije elektronenparen
4 Tetraëder tetraëder 109°
Tertaëder piramide 109°
Met één vrij elektronenpaar
Tetraëder geknikt 109°
Met twee vrije elektronenparen
Tertaëder lineair /
Met drie vrije elektronenparen
In realiteit wijken bindingshoeken een beetje af:
- Vrij elektronenpaar neemt meer plaats in dan gemeenschappelijke elektronenpaar Kleiner
- Groter atoom Vrije elektronenparen verder van kern Minder sterke binding
Elektronen nemen meer ruimte in Kleiner
BINDINGSLENGTE
Bindingslengte = Lengte van een binding (Verschilt per atoom!)
Atoomstraal = Straal van een atoom
Ionstraal = Straal van een ion (pos: klein neg: groot)
Covalente straal of bindingslengte = Afstand tussen twee atoomkernen
+ - atoomstraal Sterke covalente bindingen Korter
7
, 3.4. 𝜎- en π-bindingen (p370)
Covalente binding Overlappen van orbitalen Nieuwe orbitaalvormen: 𝜎, 𝜋, 𝛿, 𝜑-
orbitalen
Sigmabinding Enkele binding Oneindige symmetrie
Pibinding Dubbele binding (𝜎 en π!) Spiegelvlak
3.5. Elektronegativiteit en polariteit van een binding (p371)
ELEKTRONEGATIVITEIT
Elektronegativiteit (EN) = Maat waarin een atoom de neiging heeft om
bindingselektronen naar zich toe te trekken
POLARITEIT
Polariteit = Atoom met grootste EN levert aantrekkingskracht op atoom met kleinste EN
Partiële lading: Grootste EN w – (𝛿−) Kleinste EN w + (𝛿+)
3.6. Polariteit van moleculen aan de hand van de ruimtelijke structuur (p371)
ALGEMEEN
Polaire bindingen is niet altijd een polair moleculen ALS gelijke hoek en gelijke
grootte
VOORBEELDEN
1) CF4 Tetraëdisch patroon Polariteit opheffen
2) CF3H Drie atomen met neg lading Dipool
3) NH3 Partiële ladingen aan één kant Dipool
4) H20 H-atomen niet recht over elkaar Dipool
5) CO2 O-atomen recht over elkaar Niet dipool
3.7. Oxidatiegetal (p372)
Oxidatiegetal (OG) = Hoeveel lading het atoom draagt in een verbinding
Afleiden uit PSE
Regels:
- Som OG = Lading gehele molecule
- Enkelvoudige verbindingen tussen zelfde atomen: OG = 0
8
