H3: IONAIRE VERBINDINGEN, DE ELEKTROSTATISCHE
VERBINDING
3.1 Inleiding
Verschillende atomen vormen samen moleculen, deze zitten aan elkaar
“vast” d.m.v. ionaire/ covalente bindingen. In H3 en H4 bestuderen ze
de chemische bindingen.
3.2 Definitie & classificatie
Definitie van een chemische binding volgens L. Pauling:
*Chemische binding = een binding die heerst tussen 2 atomen/
groepen met als gevolg een nieuwe identiteit met voldoende stabiliteit;
het molecule bestanddeel van een nieuwe stof. Deze binding heeft
typische bindingsenergie die groter is dan
10 Kcal/mol.
(H6: de van der waalsinteractie zijn dus geen chemische bindingen.)
Classificatie
(meer info over de elektronendichtheid d.m.v. X-stralen experimenten.)
1. Elektrostatische / ionbinding
Coulombinteracties tussen ionen:
- Kation (+) metallisch element
- Anion (-) niet-metallisch element
(hoe lager de ioniseringsenergie is van het neutrale deeltje, hoe
gemakkelijker het is om er een kation van te maken, want de
ioniseringsenergie (=de energie die nodig is om een elektron uit het atoom
te onttrekken.)
Het kation en anion zullen met elkaar interageren via de wet van
Coulomb een stabiliserende interactie.
Ze bewaren hun ‘eigen’ elektronische structuur
De interacties gebeuren niet in discrete eenheden maar in een
‘kristalstructuur’
Anorganische chemie
2. Covalente binding
Gemeenschappelijk gebruik van 1 of meer elektronenparen.
Discrete eenheden (=moleculen)
Organische chemie
3. Metallische binding
*metaalrooster = de metaalatomen stellen hun valentie-elektronen ter
beschikking, het rooster bestaat uit positieve metaalionen die omgeven
worden door vrije valentie elektronen.
, grote elektrische geleidbaarheid.
Ionbinding
3.3 Case study: NaCl- kristalopbouw
Elektronenconfiguratie van de 2 elementen:
Na (11e- ) : 1s² 2s² 1p6 3s1 Edelgasconfiguratie van Neon wanneer je 1
e- wegneemt.
Cl (17 e- ) : 1s³ 2² 1p6 3s² 2p5 Edelgasconfiguratie van Argon wanneer je
1 e- toevoegt.
Interageren met elkaar volgens de wet van Coulomb:
Q1 ×Q 2
Ecoulomb =
4 π ε0
1
E − (met R = de afstand tussen de Na en Cl kernen)
R
Hoe korter de ionen bij elkaar komen, hoe stabieler de nieuwe
identiteit zal zijn; maar de ionen kunnen niet tegen elkaar
geplaatst worden dit komt door de afstoting tussen de
elektronen wolken rond de beide kernen.
R0 = de optimale afstand,
wanner de ionen zich op
deze afstand van elkaar
bevinden, zullen de
interacties tussen beide
het meest stabiel zijn.
De ioniseringsenergie
is dan minimaal.
Kwantitatief bepalen van de energieverandering wanneer men van de 2
atomen samenbrengt tot op een afstand R0.
Wordt opgedeeld in 3 aparte processen:
1. Na -> Na+
2. Cl -> Cl-
3. Na+ + Cl- NaCl (op R0)
1. Vereiste energie: 1e ioniseringsenergie van Na -> 496 kJ/mol
(gegeven)
2. Energie die vrijkomt: (1e) elektronenaffiniteit (=EA) van Cl: 348
kJ/mol (gegeven)
3. Energie die vrijkomt wanneer R van oneindig naar R0 nadert.
(berekenen)
VERBINDING
3.1 Inleiding
Verschillende atomen vormen samen moleculen, deze zitten aan elkaar
“vast” d.m.v. ionaire/ covalente bindingen. In H3 en H4 bestuderen ze
de chemische bindingen.
3.2 Definitie & classificatie
Definitie van een chemische binding volgens L. Pauling:
*Chemische binding = een binding die heerst tussen 2 atomen/
groepen met als gevolg een nieuwe identiteit met voldoende stabiliteit;
het molecule bestanddeel van een nieuwe stof. Deze binding heeft
typische bindingsenergie die groter is dan
10 Kcal/mol.
(H6: de van der waalsinteractie zijn dus geen chemische bindingen.)
Classificatie
(meer info over de elektronendichtheid d.m.v. X-stralen experimenten.)
1. Elektrostatische / ionbinding
Coulombinteracties tussen ionen:
- Kation (+) metallisch element
- Anion (-) niet-metallisch element
(hoe lager de ioniseringsenergie is van het neutrale deeltje, hoe
gemakkelijker het is om er een kation van te maken, want de
ioniseringsenergie (=de energie die nodig is om een elektron uit het atoom
te onttrekken.)
Het kation en anion zullen met elkaar interageren via de wet van
Coulomb een stabiliserende interactie.
Ze bewaren hun ‘eigen’ elektronische structuur
De interacties gebeuren niet in discrete eenheden maar in een
‘kristalstructuur’
Anorganische chemie
2. Covalente binding
Gemeenschappelijk gebruik van 1 of meer elektronenparen.
Discrete eenheden (=moleculen)
Organische chemie
3. Metallische binding
*metaalrooster = de metaalatomen stellen hun valentie-elektronen ter
beschikking, het rooster bestaat uit positieve metaalionen die omgeven
worden door vrije valentie elektronen.
, grote elektrische geleidbaarheid.
Ionbinding
3.3 Case study: NaCl- kristalopbouw
Elektronenconfiguratie van de 2 elementen:
Na (11e- ) : 1s² 2s² 1p6 3s1 Edelgasconfiguratie van Neon wanneer je 1
e- wegneemt.
Cl (17 e- ) : 1s³ 2² 1p6 3s² 2p5 Edelgasconfiguratie van Argon wanneer je
1 e- toevoegt.
Interageren met elkaar volgens de wet van Coulomb:
Q1 ×Q 2
Ecoulomb =
4 π ε0
1
E − (met R = de afstand tussen de Na en Cl kernen)
R
Hoe korter de ionen bij elkaar komen, hoe stabieler de nieuwe
identiteit zal zijn; maar de ionen kunnen niet tegen elkaar
geplaatst worden dit komt door de afstoting tussen de
elektronen wolken rond de beide kernen.
R0 = de optimale afstand,
wanner de ionen zich op
deze afstand van elkaar
bevinden, zullen de
interacties tussen beide
het meest stabiel zijn.
De ioniseringsenergie
is dan minimaal.
Kwantitatief bepalen van de energieverandering wanneer men van de 2
atomen samenbrengt tot op een afstand R0.
Wordt opgedeeld in 3 aparte processen:
1. Na -> Na+
2. Cl -> Cl-
3. Na+ + Cl- NaCl (op R0)
1. Vereiste energie: 1e ioniseringsenergie van Na -> 496 kJ/mol
(gegeven)
2. Energie die vrijkomt: (1e) elektronenaffiniteit (=EA) van Cl: 348
kJ/mol (gegeven)
3. Energie die vrijkomt wanneer R van oneindig naar R0 nadert.
(berekenen)
