Agrochemie, complete samenvatting

Agrochemie
 1.Inleiding

- Materie is iets dat een ruimte inneemt en een massa heeft, opgebouwd uit stoffen.
- Scheidingsmogelijkheden:
 Filteren: verschillende aggregatietoestanden
 Centrifugeren: verschillen in massa
 Destilleren: verschillen in kookpunt
 Kristalleren: verschil in oplosbaarheid van de stof
 Absorptie: component van het mengsel aan actieve kool gekoppeld
- Zuivere stof: 1 soort molecule
- Molecule: kleinste deeltje van de stof die alle eigenschappen van de stof bezit

 2. Bouw van de materie en inzicht in het periodiek systeem

- Elementaire deeltjes van een stof
 Oerknal : Energie  quarks  protonen en neutronen  elektronen  atoomkernen  atomen (H, He en
Li, andere later ontstaan)
 Element = atoomsoort
 A massagetal: relatieve atoommassa  hoeveelheid zwaarder dan de atomaire massa u
 M molaire massa  massa van 6,02 x 10^23 atomen (g/mol)
 Aantal p+ in een kern = atoomnummer Z
 A-Z = aantal neutronen
- Periodiek systeem
 Perioden : 7 horizontale rijen  aantal elektronen
 Groepen : 18 verticale kolommen  aantal elektronenschillen (8 hoofdgroepen, 10 neven)
o Ia : alkalimetalen
o IIa : aardalkalimetalen
o IIIa : aardmetalen
o IVa : koolstofgroep
o VIa : zuurstofgroep
o VIIa : halogenen
o 0 : edelgassen
- Atoombouw
 Protonen (p+) m= 1,6 x 10^-27 kg (1u) 10^-15 m
 Neutronen (n˚) m= 1,6 X 10^-27 kg (1u) 10^-15 m
 Elektronen (e-) m= 9,1 x 10^-31 kg (0u) 10^-10 m
- Molberekening
 Na: constante avogadro = 6,02 x 10^23
 M: relatieve massa (g/mol)
 m: massa (g)
 n: aantal deeltjes in mol (1mol =Na deeltjes)
 m= M.n
 Concentratie mol = molariteit: n/V (m/V)

,- Isotopen: atomen met gelijk aantal protonen en een verschillend aantal neutronen
 C14 methode: ouderdom van organische stoffen kan bepaald worden door de radioactiviteit van de koolstof
(hoe jonger, hoe meer neutronen)
 Scheiden van Uranium: ultracentrifuge-methode (meer neutronen = zwaarder)
 H: 2 kerndeeltjes = deuterium, met 3 is triterium
 2 soorten isotopen: radioactieve isotopen die vervallen en stabiele isotopen
 Gebruiken vaak C12 ipv C14 tijdens testen van medicijnen, zo kunnen ze het medicijn volgen
 Bestralen van levensmiddelen met radioactief kobalt 60, door het verval ontstaat gammastraling die de
levensmiddelen kan ioniseren, grote moleculen als DNA is hier gevoelig voor en zo worden bacteriën en
virussen meteen gedood
- Elektronen en elektronenschillen
 Aantal elektronen: 2n² met n als schilnummer
 Max. 8 per schil
 Schillen begint vanaf K
- Orbitalen: ruimte rond de kern waar een elektron het meest waarschijnlijk aanwezig is
 S,P,D en F: de energie van de elektronen in de orbitalen is niet gelijk
 Het energieniveau van het orbitaal wordt bepaald door kwantumgetal n (nummer van de periode)
 S heeft 1, p3, d 5 en f 7 orbitalen
 Door max. van 8 elektronen op 1 schil zullen de elektronenwolken bol-of haltervormig zijn
 Spinrichting boven of onder ook bepaald, steeds max. 2 e- per orbitaal met elks andere draairichting
 Ionen: aantal e- is niet = p+
 Isotoop: aantal n˚= hetzelfde
 Ander atoom: aantal p+ = niet hetzelfde

,  3. Type bindingen in relatie tot gedrag en eigenschappen van stoffen

- Elektronegativiteit
 Getal tussen 0,1 – 4 (hoe groter de waarde, hoe groter de EN)
 Fluor heeft de grootste EN
- Bindingen: gedrag van e- wordt bepaald door valentie-e-  edelgasconfiguratie (EGC)
- Metaalbinding: (M-M)
 Weinig in E.N.
 Valentie e- behoren tot alle atomen in het rooster en bewegen zich vrij tussen de ionen (e- wolk)
 Kook- en smeltpunt hoog
 Sterke elektrische kracht tussen atoomrompen
- Ionbinding
 Overdracht e- van het ene atoom naar het andere (M-nM)
 Atomen met sterk verschillende EN (1,5<)
 Positief = kationen en negatief = anionen
 Metaal geeft af, niet-metaal neemt op
 Sommige betalen vormen ionen zonder EGC te bereiken (worden wel stabieler)
 S is het enige element dat 3 e- kan opnemen  3 waardig negatief
 Meestal zout  geen molecule, maar ionrooster
 Hydratie  zouten worden anionen en kationen
 Shoog smelt- en kookpunt
 Sterke elektrische krachten tussen ionen
- Covalente binding/ atoombinding
 Vorming gemeenschappelijk atomenpaar (nM-nM)
 Elementen in het midden van het periodiek systeem (minder de neiging e- op of at te nemen)
 Wanneer de het verschil EN <1,5 en niet tussen 2 metalen
 Molecuulorbitaal: 2 atoomorbitalen die elkaar overlappen
 Dipoolkrachten en vanderwaalskrachten (zwak)
 De gewone covalente binding (moleculen)
o De 2 e- van het gemeenschappelijk e- paar komen van de 2 atomen (bv. Cl2)
o De drijvende kracht om een covalente binding te vormen is de E die daarbij vrijkomt  bindingsE
 Datief covalente binding
o Het gemeenschappelijk e- paar is van 1 atoom
o Ook tussen een waterstofion en een atoom (bv. H3O+)
 Een atoom met een vrij e- paar kan dit gemeenschappelijk stellen (bv. oxozuren: H2SO4)
 Sigma -binding : molecuulorbitaal in een symmetrisch gebied rond de as die de atoomkernen verbindt
 2 s orbitalen, 1s en 1p orbitaal of 2 p orbitalen (axiale overlapping)
 Pi-binding: 2 gebieden onder en boven het vlak, loodrecht op de centrale as van de orbitalen
 dubbele of 3-voudige binding van 1s orbitaal en 1 of 2 p orbitalen (laterale overlapping)
 Een sigma binding is sterker dan een pi-binding (e- dichter bij de kern)
- Polaire stoffen  hydrofiel
 Wanneer het ene atoom negatiever is dan het andere in een binding
 Partieel positief en negatief kant (sigma)
 Het dipoolmoment: de grootte van de vanderwaalskrachten
 De bindende e- paren bewegen de e- zich in verschillende halters
 Smelt- en kookpunt van deze stoffen zijn hoger
 Polair los enkel op in polair  vormen ionen
 CO is polair
- Apolaire stoffen  hydrofoob