Anorganische Chemie
Hoofdstuk 1: Atomen en moleculen, basis van biologische systemen.
Een atoom bestaat uit elektronen, neutronen en protonen. Het atoomnummer (Z) bevat het
aantal protonen in de kern. Het massagetal (A) bevat het aantal protonen +
neutronen. Bij een neutraal atoom zijn de protonen en elektronen gelijk.
Sommige atomen zijn chemisch wel gelijk, maar fysisch niet. Dit noemen ze isotopen. Dit
betekent hetzelfde atoomnummer (Z), maar een ander atoomgetal (A).
Het atoommodel van Bohr laat de verschillende energietoestanden zien. Bij overgang van
ene naar andere toestand wordt energie opgenomen of uitgestraald overeenkomstig
PLANCK. Hierin onderscheidt men 7 schillen of hoofd energie-niveaus. De energie van elk
orbitaal daalt evenwel met stijgende kernladingen. De opvulling van de orbitalen gebeurt
door de Regel van HUND: In een subniveau worden de elektronen zo over de orbitalen
verdeeld zodat een maximaal elektronen met parallelle spin aanwezig is. Er kan ook
gekeken worden naar het AUFBAU principe. 2S² 2p⁶ 3S² 3p⁶ 4S² 3D¹⁰
Er zijn verschillende radioactieve kernreacties, waarbij ꭤ-, 𝛃- en 𝛄-straling vrijkomen. Alpha
straling wordt door papier tegengehouden, Beta- door aluminium en gamma komt deels nog
door lood.
Ionverbindingen
Ionen bestaan uit ionaire bestanddelen, kationen en anionen. Deze zijn gerangschikt volgens
een welbepaald geometrisch patroon. De drijvende kracht voor het tot stand komen van
ionaire verbindingen kan in eerste instantie gedacht worden als het streven van elk element
naar de stabiele edelgasconfiguratie.
Metaal + niet-metaal → ionaire verbinding.
Edelgassen hebben de hoogste energieverandering wanneer er in de gasfase een elektron
wordt verwijderd uit een atoom in de grondtoestand. Ze hebben een zeer stabiele
configuratie s²p⁶.
Een ionverbinding heeft een hoog smelt- en kookpunt, doordat het een sterke binding is. De
binding is goed oplosbaar in polaire oplosmiddelen.
Bij covalente bindingen is er geen elektronenoverdracht, maar wordt er wel elektronen
gemeenschappelijk gedeeld, door het streven naar de edelgasconfiguratie. De polarisatie
van covalente bindingen van twee niet-identieke atomen komt door het verschil in
aantrekking van de elektronen en de asymmetrische elektronenverdeling. Dit molecuul heeft
een dipoolmoment. De elektronegativiteit is een maat voor de mogelijkheid van een atoom
om binnenin een molecule de elektronen naar zich toe te trekken. Dit is niet exact te
bepalen!
1
,Oxidatiegetal:
De oxidatieregel is de resterende lading na het toekennen van de bindingselektronen uit elke
binding aan de meest elektronegatieve bindingspartner in die binding.
1. Lading van het bestanddeel = som van de oxidatiegetallen
2. In enkelvoudige stoffen is het oxidatiegetal van de elementen 0
3. Oxidatiegetal = lading van het mono-atomisch ion
4. In verbindingen heeft F (meest EN element) steeds oxidatiegetal -1
5. In verbindingen heeft O meestal oxidatiegetal (-2)
6. In verbindingen heeft H oxidatiegetal +1
7. Bij combinatie van twee niet-metalen zal het element met het hoogste EN een
negatief oxidatiegetal hebben en omgekeerd.
Resonantie:
Resonantievormen verschillen van elkaar alleen in plaatsing van de elektronen, niet in
plaatsing van de atomen. Het totaal aantal elektronen blijft hetzelfde. De belangrijkste
resonantievormen zijn deze met het kleinst aantal F en de laagste waarde van de F.
sp: = [Drievoudige binding]
sp²: = [Dubbele binding]
sp³: - [Enkelvoudige binding]
Dipolaire bindingen: Complexvorming in biologische systemen:
Myoglobine en hemoglobine zijn proteïnen die in staat zijn moleculaire
zuurstof op een reversibele wijze te binden (oxygenatie). Beide bevatten
de heemgroep, een perphyrinering, waarvan de 4 N-donoren gesitueerd
zijn in het equatoriaal vlak van het octaëdrisch omringd fe²⁺.
Hemoglobine bevat 4 van zulke heemgroepen. Het geeft een reversibele
reactie waarbij hemoglobine zowel zuurstof als protonen bindt. Bij een
relatief lage pH stabiliseert deoxyconformatie in de weefsels. Bij een
relatief hoge pH (weinig zuurvormend oxide CO₂) en veel O₂ stabiliseert
oxyconformatie in de longen.
Koolstofmonoxidevergiftiging:
Het inademen van CO leidt tot verstikking. Het CO neemt de axiale plaats in van O₂. Dit komt
doordat CO een veel sterker ligand is dan O₂. Als gevolg wordt er carboxy-hemoglobine
gevormd in een irreversibel proces. Hierdoor is hemoglobine niet meer beschikbaar voor
zuurstoftransport en dit leidt tot verstikking.
2
, Hoofdstuk 2: Intermoleculaire krachten en gecondenseerde fasen.
Moleculen beschikken over een bepaalde thermische energie die toeneemt met de
temperatuur waardoor de moleculen los van elkaar kunnen bewegen. Tussen de moleculen
onderling bestaan anderzijds onderlinge aantrekkingskrachten waarvan de sterkte
afhankelijk is van de aard van de moleculen.
Bij hoge temperatuur is de kinetische- (KE) veel hoger dan de attractie-energie: GAS
Bij lagere temperatuur is de KE ongeveer gelijk aan de attractie-energie: LIQUID
Bij lage temperatuur is de KE veel lager dan de attractie-energie: SOLID
Intermoleculaire krachten zijn krachten tussen de moleculen onderling. Een voorbeeld
hiervan zijn de dipool-dipoolkrachten en Van der Waalskrachten. VDW-krachten nemen toe
bij het toenemen van de molecule. Tot slot is de waterstofbrug ook een intermoleculaire
kracht. In verbinding met een sterk EN F, N, O bindt een H-atoom zich en ontstaat er een H-
brug.
Dipool < VDW < H-brug Intermoleculair << Intramoleculair
de intermoleculaire krachten zijn krachten binnen de moleculen. Een voorbeeld hiervan is
een covalente binding.
Aggregatietoestanden en hun specifieke eigenschappen:
Vast
Een kristal is symmetrisch gerangschikt van atomen, moleculen of ionen. Dit is meestal in
een driedimensionaal patroon. Een eenheidscel omvat alle materiële eenheden waaruit een
cel is opgebouwd en kan 7 verschillende basisvormen aannemen.
Vloeibaar
De kinetische energie van moleculen blijft belangrijk. Twee mengbare vloeistoffen kunnen in
elkaar diffunderen. De viscositeit is de weerstand bij het vloeien. Dit daalt met stijgende
temperatuur, de KE wordt belangrijker. Om te kunnen verdampen is energie nodig, de
molaire verdampingsenthalpie. Als de overgangssnelheid in beide richtingen dezelfde is,
bereikt men een dynamisch evenwichtstoestand. In deze evenwichtstoestand oefenen de
moleculen een bepaalde druk uit die te meten is met een manometer.
De druk bij kamertemperatuur is 1,013 bar. = 1 atm = 760 mm
Gas
De druk van een gas is 1 Pa = N/m² = 1 kg.m.s⁻² m⁻².
De ideale gaswet is: PV = nRT.
P = x bar . 10⁵ → P = N/V . RT
T = 273,15 K (= 0 ⁰C)
V = x 10⁻³ m³
De bloeddruk wordt gemeten door een drukverband in combinatie met een stethoscoop en
een manometer. Bij het samentrekken is de bloeddruk hoog (100-120 torr, systolische druk),
bij het ontspannen is de bloeddruk laag (60 - 80 torr, diastolische druk).
3
Hoofdstuk 1: Atomen en moleculen, basis van biologische systemen.
Een atoom bestaat uit elektronen, neutronen en protonen. Het atoomnummer (Z) bevat het
aantal protonen in de kern. Het massagetal (A) bevat het aantal protonen +
neutronen. Bij een neutraal atoom zijn de protonen en elektronen gelijk.
Sommige atomen zijn chemisch wel gelijk, maar fysisch niet. Dit noemen ze isotopen. Dit
betekent hetzelfde atoomnummer (Z), maar een ander atoomgetal (A).
Het atoommodel van Bohr laat de verschillende energietoestanden zien. Bij overgang van
ene naar andere toestand wordt energie opgenomen of uitgestraald overeenkomstig
PLANCK. Hierin onderscheidt men 7 schillen of hoofd energie-niveaus. De energie van elk
orbitaal daalt evenwel met stijgende kernladingen. De opvulling van de orbitalen gebeurt
door de Regel van HUND: In een subniveau worden de elektronen zo over de orbitalen
verdeeld zodat een maximaal elektronen met parallelle spin aanwezig is. Er kan ook
gekeken worden naar het AUFBAU principe. 2S² 2p⁶ 3S² 3p⁶ 4S² 3D¹⁰
Er zijn verschillende radioactieve kernreacties, waarbij ꭤ-, 𝛃- en 𝛄-straling vrijkomen. Alpha
straling wordt door papier tegengehouden, Beta- door aluminium en gamma komt deels nog
door lood.
Ionverbindingen
Ionen bestaan uit ionaire bestanddelen, kationen en anionen. Deze zijn gerangschikt volgens
een welbepaald geometrisch patroon. De drijvende kracht voor het tot stand komen van
ionaire verbindingen kan in eerste instantie gedacht worden als het streven van elk element
naar de stabiele edelgasconfiguratie.
Metaal + niet-metaal → ionaire verbinding.
Edelgassen hebben de hoogste energieverandering wanneer er in de gasfase een elektron
wordt verwijderd uit een atoom in de grondtoestand. Ze hebben een zeer stabiele
configuratie s²p⁶.
Een ionverbinding heeft een hoog smelt- en kookpunt, doordat het een sterke binding is. De
binding is goed oplosbaar in polaire oplosmiddelen.
Bij covalente bindingen is er geen elektronenoverdracht, maar wordt er wel elektronen
gemeenschappelijk gedeeld, door het streven naar de edelgasconfiguratie. De polarisatie
van covalente bindingen van twee niet-identieke atomen komt door het verschil in
aantrekking van de elektronen en de asymmetrische elektronenverdeling. Dit molecuul heeft
een dipoolmoment. De elektronegativiteit is een maat voor de mogelijkheid van een atoom
om binnenin een molecule de elektronen naar zich toe te trekken. Dit is niet exact te
bepalen!
1
,Oxidatiegetal:
De oxidatieregel is de resterende lading na het toekennen van de bindingselektronen uit elke
binding aan de meest elektronegatieve bindingspartner in die binding.
1. Lading van het bestanddeel = som van de oxidatiegetallen
2. In enkelvoudige stoffen is het oxidatiegetal van de elementen 0
3. Oxidatiegetal = lading van het mono-atomisch ion
4. In verbindingen heeft F (meest EN element) steeds oxidatiegetal -1
5. In verbindingen heeft O meestal oxidatiegetal (-2)
6. In verbindingen heeft H oxidatiegetal +1
7. Bij combinatie van twee niet-metalen zal het element met het hoogste EN een
negatief oxidatiegetal hebben en omgekeerd.
Resonantie:
Resonantievormen verschillen van elkaar alleen in plaatsing van de elektronen, niet in
plaatsing van de atomen. Het totaal aantal elektronen blijft hetzelfde. De belangrijkste
resonantievormen zijn deze met het kleinst aantal F en de laagste waarde van de F.
sp: = [Drievoudige binding]
sp²: = [Dubbele binding]
sp³: - [Enkelvoudige binding]
Dipolaire bindingen: Complexvorming in biologische systemen:
Myoglobine en hemoglobine zijn proteïnen die in staat zijn moleculaire
zuurstof op een reversibele wijze te binden (oxygenatie). Beide bevatten
de heemgroep, een perphyrinering, waarvan de 4 N-donoren gesitueerd
zijn in het equatoriaal vlak van het octaëdrisch omringd fe²⁺.
Hemoglobine bevat 4 van zulke heemgroepen. Het geeft een reversibele
reactie waarbij hemoglobine zowel zuurstof als protonen bindt. Bij een
relatief lage pH stabiliseert deoxyconformatie in de weefsels. Bij een
relatief hoge pH (weinig zuurvormend oxide CO₂) en veel O₂ stabiliseert
oxyconformatie in de longen.
Koolstofmonoxidevergiftiging:
Het inademen van CO leidt tot verstikking. Het CO neemt de axiale plaats in van O₂. Dit komt
doordat CO een veel sterker ligand is dan O₂. Als gevolg wordt er carboxy-hemoglobine
gevormd in een irreversibel proces. Hierdoor is hemoglobine niet meer beschikbaar voor
zuurstoftransport en dit leidt tot verstikking.
2
, Hoofdstuk 2: Intermoleculaire krachten en gecondenseerde fasen.
Moleculen beschikken over een bepaalde thermische energie die toeneemt met de
temperatuur waardoor de moleculen los van elkaar kunnen bewegen. Tussen de moleculen
onderling bestaan anderzijds onderlinge aantrekkingskrachten waarvan de sterkte
afhankelijk is van de aard van de moleculen.
Bij hoge temperatuur is de kinetische- (KE) veel hoger dan de attractie-energie: GAS
Bij lagere temperatuur is de KE ongeveer gelijk aan de attractie-energie: LIQUID
Bij lage temperatuur is de KE veel lager dan de attractie-energie: SOLID
Intermoleculaire krachten zijn krachten tussen de moleculen onderling. Een voorbeeld
hiervan zijn de dipool-dipoolkrachten en Van der Waalskrachten. VDW-krachten nemen toe
bij het toenemen van de molecule. Tot slot is de waterstofbrug ook een intermoleculaire
kracht. In verbinding met een sterk EN F, N, O bindt een H-atoom zich en ontstaat er een H-
brug.
Dipool < VDW < H-brug Intermoleculair << Intramoleculair
de intermoleculaire krachten zijn krachten binnen de moleculen. Een voorbeeld hiervan is
een covalente binding.
Aggregatietoestanden en hun specifieke eigenschappen:
Vast
Een kristal is symmetrisch gerangschikt van atomen, moleculen of ionen. Dit is meestal in
een driedimensionaal patroon. Een eenheidscel omvat alle materiële eenheden waaruit een
cel is opgebouwd en kan 7 verschillende basisvormen aannemen.
Vloeibaar
De kinetische energie van moleculen blijft belangrijk. Twee mengbare vloeistoffen kunnen in
elkaar diffunderen. De viscositeit is de weerstand bij het vloeien. Dit daalt met stijgende
temperatuur, de KE wordt belangrijker. Om te kunnen verdampen is energie nodig, de
molaire verdampingsenthalpie. Als de overgangssnelheid in beide richtingen dezelfde is,
bereikt men een dynamisch evenwichtstoestand. In deze evenwichtstoestand oefenen de
moleculen een bepaalde druk uit die te meten is met een manometer.
De druk bij kamertemperatuur is 1,013 bar. = 1 atm = 760 mm
Gas
De druk van een gas is 1 Pa = N/m² = 1 kg.m.s⁻² m⁻².
De ideale gaswet is: PV = nRT.
P = x bar . 10⁵ → P = N/V . RT
T = 273,15 K (= 0 ⁰C)
V = x 10⁻³ m³
De bloeddruk wordt gemeten door een drukverband in combinatie met een stethoscoop en
een manometer. Bij het samentrekken is de bloeddruk hoog (100-120 torr, systolische druk),
bij het ontspannen is de bloeddruk laag (60 - 80 torr, diastolische druk).
3
