Chemie I - Webklik

Chemie
Chemie I
1. Inleiding
Verschillende types materie
•
wat? : alles wat massa heeft en een ruimte inneemt
o vast,vloeibaar of gasfase
Materie: → mengsels = combinatie van componenten en variabele samenstelling; elk element behoud z’n chemische id.
→ zuivere stoffen = welbepaalde chemische samenstelling
→ 2 types: homogene en heterogene mengsels
* homogene mengsels: uniforme samenstelling; het homogeen gedeelte van een mengsel wordt ook fase genoemd
* heterogene mengsels: niet uniforme samenstelling; het heterogeen gedeelte van een mengsel bestaat uit meerdere fasen
die meestal goed te onderscheiden zijn
+ suspansie
vast in vloeistof
bv zand in water
+ sol
vast of vloeistof in gas
bv sigaretten rook in de lucht, spuitbus
+ aërosol
alle materie die in de lucht zweeft
+ emulsie
vloeistof in vloeistof
bv olie in water
! emulgatoren: zorgen dat sommige niet oplosbare stoffen oplosbaar worden
• fysisch proces: samenstelling wijzigt niet
• chemisch proces: samenstelling wijzigt
Eigenschappen van materie
•
•
•
•
intensieve eigenschappen:
o wat? Karaktristieken waardoor we ze kunnen onderscheiden van een andere
o eig? onafhankelijk van hoeveelheid materie
bv. Kooktemperatuur, brekingsindex
extensieve eigenschappen
o tegen gestelde van intensieve eigenschappen die ons niets zeggen over de id vd materie
Chemische eigenschappen:
o Manier waarop een materie reageert met een andere stof (bv ontvlambaarheid)
Fysische eigenschappen
o Chemische identiteit wordt niet verandert
2. Atomen, Moleculen en Ionen
Inleiding
-
-
atomen: kleinste deeltje die tkan tussen komen in een reactie en bevat e-, p+, n0
molecule: deeltje waar meerdere atomen sterk aan elkaar gebonden zijn
ion: deeltje bestaand uit 1 of meerdere atomen, met een lading
Atoomtheorie
•
Dalton: atoommodeltheorie
o Enkelvoudige stoffen bestaan uit kleine deeltjes
Atomen van een zelfde element zijn chemisch gelijk maar niet noodzakelijk fysisch (isotoop)
o Chemische reactie is verenigen of scheiden van atomen, maar niet omzetten
o Een verbinding wordt gevormd door combinatie van 2 of meer atoomsoorten
Subatomaire deeltjes
•
Thompson + Rutherford: atomenbestaan uit e-, p+, n0
o u = 1,66. 10-24g
lading (relatief / absoluut)
o e- = 0,000549 u
1/ -1,6202 . 10^-19
o p+ = 1, 0072 u
1+
/ + 1,6202 . 10^-19
o n° = 1,0087 u
0
/0
Atoomsymbolen
A
met X = atoom of nuclide
Z X
→ A = atoommassagetal = aantal nucleonen / kerndeeltjes = aantal protonen + aantal neutronen
→ Z = atoomnummer = aantal protonen in de kern
Stijn Vandelanotte
-1-
Chemie I
Chemie
Isotopen
• wat? Alle atomen van een bepaald element met
hetzelfde aantal protonen maar verschillend aantal
12
C
14
C
neutronen in de kern en dus ook een verschillende massa.
Bv. 6
en 6
hoe bepalen? Massa spectrometer
- ontneem een elektronen vd atomen
→ dus atomen worden positief geladen
- door aantrekking van een negatief geladen pool worden deeltjes versneld
- door een bocht in het systeem gaan de zwaardere deeltjes naar buiten en de lichtere deeltjes
blijven aan de binnenkant
- percentage berekenen
Periodiek systeem
+
+
•
•
klassering via atoomnummer
ongeveer 300 isotopen, 109 atoomsoorten
groep: verticale kolom → grosso modo geldt er: zelfde oxidatie getal
periode: horizontale rij
80% metalen, 20% niet-metalen
Grens is niet scherm → men spreekt van metalloïden in discussie
gebieden
Nucleaire atoom
•
rutherford ~bestralingsproven
→ kern in groot ijl volume..
1. Kern in centrum, bepaald de massa, + geladen
2. Elektronen bewegen in groot ijl volume rond kern
∅ atoom = 10^-10
~ ruimte ∅ 1 km
∅ kern = 10^-14
~ tennisbal
• proefopzet rutherford:
Dunne metaalfolie → bestralen met alfa deeltjes (= 2 protonen, 2 neutronen)
→ uitgezonden door metastabiele atomen die spontaan straling uitzenden
→ veranderen in atomen met andere stabielere identiteit
→ natuurlijke radioactiviteit
Vaststelling: het grootste aantal alfa deeltjes (in feite He-kernen) ongehinderd door de metaal
Folie gingen, terwijl slechts enkele afgebogen of teruggekaatst werden
Moleculen en Ionen
•
•
•
•
Stoechiometrie = kwantitatief verband tussen de elementen in de zuiver stof of in een chemische reactie
Molecuulformule = geeft effectieve samenstelling weer van de molecule
Molecule: 2 of meer atomen gecombineerd in een nieuwe ongeladen entiteit. Meestal sterk gebonden atomen
Ion: atoom die een elektron teveel of te weinig heeft is dus geladen … de zogenaamde ionen
o Anion en kation
• Ionaire bestanddelen: geometrische groepering van kationen en anionen in een kristal
Andere vormen:
- diamant: 3D kristal van elkaar covalent gebonden koolstofatomen
- kwarts: 3D kristal met Si02 als formule eenheid
- metalen: metaalatomen zijn aan elkaar gebonden via een specifieke metaalbinding
Stijn Vandelanotte
-2-
Chemie I
Chemie
3. Stoechiometrie
Atoommassa en atoommassa eenheid
•
•
fusie → samenvoegen zonder afval
fissi → kernsplitsing met radioactief afval
Atoommassa (AM): gewogen gemiddelde vd nuclide massa’s bij de voorkomende isotopen
Molecuulmassa (MM): som vd atoommassa’s van een molecule
OPM: Getal van Avogrado: 6,022 . 10^23 . 1u = 1, 000 g
E = mc²
Massa relaties
Procentuele samenstelling
→
AM (H) = 1,0087 g/mol
Bv. H2O
→
AM (O) = 16,0g/mol
→
MM (H20) = 2. 1,0087 + 16,0 = 18,0 g/mol
→
%H= 2/ 18 = 11,18 %
→
%O=16/18 = 88,82%
Minimale formule
• waT? Geeft de verhouding van de in het bestanddeel voorkomende atomen weer via de eenvoudigste getallen
4. Elektronenstructuur van atomen en het periodiek systeem
Elektromagnetische straling
Golven, bv licht beweegt zich door de ruimte als een golf en wordt gekenmerkt door volgende eigenschappen:
- golflengte: λ
- amplitude: a
- bewegingsnelheid in de ruimte c = 3. 10^8 m/s
- frequentie = aantal golven dat passeert per tijdseendheid = v = c/λ
- intensiteit: I ~ a²
Golfkarakter en deeltjes karakter
• wat? Karakter van de golven bij breking en dergelijke en karakter van fotonen
Interactie met EMS: absorptie: opnemen van EMS
Amini: afgeven van EMS
• Max Planck: stralingsenergie wordt met bepaalde hoeveelheid opgenomen of Quanta: de Quantumtheorie
• Hoeveelheid (E, DE) of quantum is evenredig met frequentie
•
•
h.c
o
E=
o
mc² = E =
λ
= h.v (h= cte v. Planck = 6,62. 10-24, c = lichtsnelheid, λ=golflengte)
h.c
λ
= h.v( frequentie) <=> λ = h
1
mc(= snelheid )
Einstein: Fotonen zijn discontinue energiedragers
Een foton kan verdwijnen wanneer het botst op materie die de foton z’n energie kan opnemen. De fotonenergie
is overgegaan in warmte of vibratie energie. Of gewoon doorgegeven aan de elektronen resulterend in energie
toename (promotie)
Atoomspectra en opeenvolgende atoommodellen
→ spectrum = samenstelling van golflengten
→ bekomen door breking van licht via prismum en gevisualiseerd in een spectrograaf
• wit licht: gevat alle golflengten in het zichtbaar gebied en geeft een continue spectrum
Niels Bohr
Het H-atoom kan slechts welbepaalde energieën kunnen hebben en de elektronen overgangen vh ene niveau naar het
andere waren verantwoordelijke voor de Balmerlijnen
Hierbij is de kern onbelangrijk en steeds onverandert blijft
De gequantiseerde energie waarden voor het H-elektron nemen volgende waarden aan:
EN =
− cte.Z ² − Rh.Z ²
=
n²
n²
(Rh = cte v. Rydberg, Z = atoomnr, n= hoofdniveu nr)
OPM: enkel succesvol in het verklaren van het lijnenspectrum van H-atoom
Stijn Vandelanotte
-3-
Chemie I
Chemie
Schrodinger: Golfmechanica of Quantummechanica
Uit de klassieke Newtoniaanse mechanica blijkt dat de beweging van deeltjes, snelheid van de deeltjes, … perfect via
deze klassieke mechanica kan beschreven worden. De Newtoniaanse mechanica kan echter alleen gebruikt worden voor
de beschrijving van de beweging van macrodeeltjes. Via deze klassieke mechanica kan dus exact de baan ( = de
afgelegde weg) van macrodeeltjes berekend worden.
Wanneer we de massa van een elektron (9.1 x 10-31 kg) vergelijken t.o.v. de massa van een macrodeeltje (bv. Een
wagen met massa van 1000 kg) dan zien we dat de massa van het elektron zeer klein is t.o.v. de massa van de wagen.
Dit heeft tot gevolg dat we niet meer in staat zullen zijn om de beweging van het elektron te beschrijven via de klassieke
Newtoniaanse mechanica, gezien de kleine massa van het elektron.
Voor elektronen zal de beweging van deze deeltjes via een ander formalisme (theorie) moeten beschreven worden: nl. de
QUANTUMMECHANICA en de GOLFMECHANICA .
Het idee om o.a. de golfmechanica te gebruiken voor de beschrijving van de beweging van elektronen komt voort uit het
feit dat aan alle ( micro- en macro-) deeltjes in beweging een golf kan gekoppeld worden met een welbepaalde golflengte
(λ).
Elektronenstructuur van atomen
• elektronen die rond een positieve kern bewegen, hebben energie inhouden
→ de energie niveaus zijn willekeurig maar ook niet continue
De niveau’s gaan springsgewijs omhoog.
Als elektronen buiten de aantrekkingskracht vd kern verwijdert is, is de energie waarde O → atoom is geïoniseerd
Om dat punt te bereiken moet energie worden opgenomen, dwoz (dit wil ook zeggen) dat alle elektronen niveau’s in het
atoom een negatieve waarde hebben.
⇒ Hoe negatiever , hoe sterker aangetrokken tot de kern, hoe moeilijker vd kern te verwijderen en omgekeerd
komt te liggen
⇒ Hoe zwaarder, hoe positiever de kern, hoe lager de K schil
OPM: Zolang de elektronen stationair blijven wordt er geen
energie
uitgestraald
Hoofdniveau’s: K,L,M,N, O
Subniveau’s:
s,p,d,f, g
; 1,2,3,4,5
; 0,1,2,3,4
* Hoe deze schematische energie diagrammen verklaren?
EMS hebben een golffunctie als partikel karakter en elektronen
ook een golfkarakter hebben. ⇒ Men zoekt een wiskundige
formalisatie dat op basis van golfkaraktristieken moet toelaten de gequantiseerde atoomenergie schema’s te berekenen
Golfkarakter van elektronen λ = h / m.v
Stijn Vandelanotte
-4-
Chemie I
Chemie
Golfkarakter en Quantinisering hangen nauw samen
TRILLEN VAN EEN SNAAR
1
BEWEGEN VAN EEN ELEKTRON
2
x
x
elektron
verandering van de amplitude van de golf, gekoppeld aan de
beweging van het elektron. Hier wordt de verandering van
de amplitude bekeken in functie van de X-as
plaats van de snaar in functie van x
Snaar met 2 vaste eindpunten, op een afstand a van
elkaar door deze snaar te begrenzen tussen 2 punten
kan ze enkel trillen met welbepaalde frequenties (v) of
corresponderende golflengtes (λ = v/v)
Nl: λ : 2a/n
Veronderstel: een elektron bezit een cklvormige baan
rond de kern, deze hebben een golfkarakter. Een
staande golf is dan enkel mogelijk indien de cklomtrek
gelijk is aan een geheel keer de golflengte: 2πr = nλ
Verandering van de amplitude van de snaar in de Xrichting wordt bekomen door een
bewegingsvergelijking (de bewegingsvergelijking is
een differentiaalvergelijking) op te lossen
Het elektron verplaatst zich volgens de X-as( materie =
elektron verplaatst zich volgens de X-as
Verandering van de amplitude van de golf, geassocieerd aan
de beweging van het elektron, in functie van de X, Y en Z
richting wordt bekomen door het oplossen van een
golfvergelijking (= Schrödingervergelijking)
De Schrödinger is ook een differentiaalvergelijking en enkel
perfect oplosbaar voor een geïsoleerd één elektronsysteem.
Dit houdt in dat men bij het oplossen van de
Schrödingerverglijking voor alle niet geïsoleerde één
elektronensytemen benaderende methoden moet gebruiken
δ2Ψ . +
δ2 x
δ2 Ψ . +
δ2 y
δ2Ψ .
δ2z
8π2 me- . (E - V(x,y,z))Ψ = 0
h2
Vereenvoudigd: ¨ H Ψ = E Ψ (vgl kennen)
BEWEGING VAN EEN ELEKTRON
Oplossen van deze Schröderingervergelijking levert een
uitdrukking op voor Ψ(= de golffunctie) (in functie van x, y,
z) en voor de energie E(= eigenwaarde)
δ2A(x) . + 4π2 (1/λ)2A(x) = 0
δx2
+
TRILLEN VAN EEN SNAAR
Oplossen van de bewegingsvergelijking levert een
algemene uitdrukking van de amplitude:
A(x) = Amax . sin (2π(1/λx + α)
Ψ (x,y,z) = Ψ (r, θ,φ) = R(r) .Υ(θ,φ)
Door het vasthouden van de snaar in punten 1 en 2 is
het aantal mogelijke oplossingen (het aantal mogelijke
amplitudes) beperkt.
De amplitude van de snaar in punten 1 en 2 is altijd
nul.
Rekeninghoudend met deze beperking ( =
randvoorwaarde) is het aantal mogelijke oplossingen
van deze bewegingsvergelijking beperkt en wordt
gegeven door de uitdrukking:
Door het opleggen van een aantal beperkingen zal het aantal
mogelijke oplossingen voor Ψ en E beperkt zijn
Deze beperkingen ( = quantisaties) worden weergegeven via
de quantumgetallen: n, l, ml
n (= hoofdquantumgetal )= 1,2,3,4,5,…
l (= nevenquantumgetal) = 0,1,2,3,…
(n-1)
ml (= magnetisch quantumgetal) = ± l, ±(l-1), ±(l-2),…0
Ψ (n, l, ml) = golffunctie of eigenfunctie of orbitaal.
(Orbitaal is in de strikte zin : een één elektrongolffunctie)
OPM: In een 1-Elektronen systeem zijn de energie waarden ontaard, want in een 1 elektron systeem blijken de
A(x) = Amax . sin (n π x/a)
met n= 1,2,3,…
eigenwaarden enkel afhankelijk van n ⇒ E N =
− cte.Z ² − Rh.Z ²
=
.
n²
n²
Voor elke n waarde zijn doorgaans meer l en ml waarden en dus wordt de ontaarde toestand gekenmerkt door het feit dat
meer golffuncties Ψ (r, θ,φ) mogelijk zijn met dezelfde En. In een extern magnetisch veld wordt de ontaarding volledig
opgeheven.
Stijn Vandelanotte
-5-
Chemie I
Chemie
Beweging van één elektron in een atoom
We starten met het bepalen van de plaatsen (met de grootste probabiliteit) waar een elektron kan zijn. Dit houd verband
met de energie niveau waarop het is gevestigd
! n → duid het hoofdniveau aan en is een maat voor de grote van het grensvlak van het orbitaal en de gemiddelde
afstand van het elektron tot de kern
(n = 1,2,3 …
! l → bepaalt de vorm van het grensvlak waarin het elektron kan zweven (l=0 ⇒ bol ; l=1,2 ⇒ haltervormige lobben
! ml → verfijnt de energie termen en bepaalt de potentiele richtingsafhankelijkheid van subniveau’s
Bij l=0 → bol en ψ² = totaal symmetrie tov de kern en dus richtingsonafhankelijk
Beweging van meerdere elektronen in een atoom
Beweging van een elektron rond de kern is nu ook afhankelijk van de andere elektronen
Interactie tussen: elektron en kern + elektron en elektron ~ potentiele energie toestand is nog een stuk ingewikkelder
De energie toestand E wordt nu ook bepaald door het neven kwantumgetallen
→ En,l → de ontaarding is gedeeltelijk opgeheven
Extern magnetisch veld
• En,l,ml → ontaarding is volledig opgeheven
• In een extern magnetisch veld zijn toestanden met dezelfde ml waarde ook energetisch niet meer gelijk
! 4e kwantumgetal → spinkwantumgetal → bepaalt de draaizin rond de eigenken
• Ms = ± ½
We weten dat in 1 orbitaal maximaal 2 elektronen zitten, deze hebben wel altijd een verschillende spin en dus spingetal
Samenvatting meer elektronen systeem
1. Elk elektron bezit 4 kwantumgetallen: n,l,ml,ms
2. elk ψ is een product van een radiale functie R en een angulaire functie Y en een spin functie
3. Y (angulaire functie) zijn in 1 elektronen systeem gelijk aan meer elektronen systeem
4. de effectieve aantrekkingskracht van de kern op een elektron = Z* = Z-σ (= afschermingsfactor)
5. energie toestand is afhankelijk van n,l → En,l
Visualiseren van orbitalen
Definitie van een orbitaal volgens mulliken: een ‘één elektron golffunctie van om het even welke soort’
ψn,l,ml == Rn,l .Y l,ml
ψn,l,ml(r, θ,ϕ) = Rn,l (r,θ). Y l,ml (θ,ϕ)
Met ψ² de probabiliteit of waarschijnlijkheid om een elektron op een welbepaalde plaats terug te vinden.
De energie van een golf is ~ amplitude ², maw de waarschijnlijkheid om een elektron in een punt aan te trefen is
evenredig met kwadraad van de amplitude. De waarschijnlijkheid wordt bepaald door
- het verloop van de radiale functie R
- het verloop van de angulaire functie Y
Mogelijkheden om die probabiliteit voor te stellen:
- elektronenwolk
- grensvlaknotatie
- contourdiagram
Met ψ² = R².Y²
Voorstelling van een 1s-orbitaal
Voorstelling van een 2s orbitaal
Kwantumgetallen: n=1, l=0, ml=0
Kwantumgetallen: n=2, l = O, ml = 0
Algemene vorm ψ = ψ (1,0,0) = R (1,0) . Y (0,0)
Algemene vorm ψ: ψ (2,0,0) = R(2,0) . Y(0,0)
OPM: De vorm van het 1s orbitaal is gelijk aan deze van 2s orbitaal die alleen groter is … dit kan men ook zeggen van
3s orbitaal. Het zijn allemaal bollen bij 2s orbitaal is er 1 nodaal vlak en bij 3s 2 nodale vlakken …
Grensoppervlaknotatie:
Het oppervlak waarbinnen de totale probabiliteit om het elektron aan te treffen is bv 90%
Stijn Vandelanotte
-6-
Chemie I
Chemie
Voorstelling van een p-orbitaal
Kwantum getallen: n: 3, l= 1 , ml = +1/0/-1
~(x,y,z)
Algemene vorm ψ:ψ (3,1,+1) = R(3,1) Y (1,+1)
3Halters loodrecht op elkaar! !!!
Voorstelling van d-orbitaal
Kwantumgetallen: n=3, l=2, ml= +2/+1/0/-1/-2
Algemene vorm ψ:ψ (3,2,+2) = R(3,2) . Y (2,+2)
Samenvatting
Atoom
Orbitalen
s-orbitaal
p-orbitaal
Visualiseren
via ψ²
d-orbitaal
Kans om een
elektron op
een bepaalde
plaats terug
te vinden
Het opvullen van orbitalen
Opvullingsvolgorde = elektronen configuratie = orbitaal diagram
•
•
•
laagst energetische niveau’s worden eerst opgevuld
o energie volgorde: aufbau principe
" energie van de orbitalen stijgt met n
" in elk hoofdniveau n stijgt de energie met het nevenkantumgetal: l:
s<,p<d<f
" met stijgende n waarden daalt het energie tussen 2 opeenvolgende
hoofdniveaus. Hierdoor kunnen desgevallend de hoogste subniveaus van
hoofdniveau (n-1) de laagste subniveaus van hoofdniveau doorkruisen.
Zo kan voor sommige elementen de energie volgorde 4s<3d zijn
regel van hund of maximale spreiding
o elektronen plaatsen zich altijd zo ver mogelijk van elkaar
pauli verbod
o iedere elektron in het atoom moet in minstens één van de 4 kwantumgetallen
verschillen
Via magnetische metingen kan het aantal ongepaarde elektronen in een molecule of atoom bepaald worden
• Diamagnetische bestanddelen: bevatten enkel gepaarde e- en worden in een magneetveld lichtjes afgestoten
• Paramagnetische bestanddelen: bevatten ongepaarde elektronen paren en worden in een magneetveld lichtjes
aangetrokken.
o Magnetisch moment is:
" ~ met aantal ongepaarde elektronen
" Bepaald door de spin en door de orbitaalbeweging van het elektron
Maw hoe meer ongepaarde elektronen → hoe meer aangetrokken
OPM: Aufbau methodiek kan niet gebruikt worden bij ionisatie, want de orbitaalenergiewaarde is verschillend van deze
van het afgeleide atoom (Z* verandert)
Bv: Fe: 1sE 2s22p63s2 3p6 4s23d6
Fe2+:1sE 2s22p63s2 3p6 3d6
Algemeen geldt: bij ionisatie worden de elektronen van het hoogst hoofdniveau eerst verwijdert
Stijn Vandelanotte
-7-
Chemie I
Chemie
Extra stabiliteit van half , half gans gevulde subniveaus
De gans gevulde subniveaus zorgen voor stabielere configuraties dit leidt men af uit de lage reactiviteit van edelgassen
Dit zijn stabielere configuraties die in de natuur voorkomen. Een element wil altijd zo stabiel mogelijk zijn
Dit noemen ze dus pseudo edelgas configuraties
Periodiek systeem
→ gebasseerd op concept van de Rus Dimitri Mendeleev
Opgebouwd uit: horizontaal: periodes
Verticaal: groepen
} volgens toenemend atoomnr
→ elementen met dezelfde chemische eigenschappen zitten in 1 groep
• metalen links
• metaloiden overgang links rechts
• niet metalen rechts
• transmissie betalen: B groepen (gekenmerkt voor het opvullen van d-orbitalen)
• lanthaniden → 15 elementen vanaf Lanthaan → gekenmerkt door het opvullen v. f-orbitalen
• actiniden → 15 elementen vanaf actinium → gekenmerkt door het opvullen v. f-orbitalen
5. Chemische binding
De ionaire binding
De covalente radius = atoomafmeting
Nemen we een molecule waterstofgas
H2
r~n
dus als n stijgt, stijgt r
met r ongeveer gelijk aan de afstand van de kern tot de valentie elektronen
r ~ 1/ Z*
Z* = effectieve kernlading
Z* = Z- σ
Met σ = 0,35 voor een elektron uit zelfde schil
Met σ = O,85 voor een elektron uit schil n-1
Met σ = 1 voor een elektron uit schil n-2 …
Trends in het periodiek systeem:
- links naar rechts in een periode: dalende afmetingen
- boven naar onder in een groep: stijgende afmetingen
Ionisatie energie (IE)
→ de energie die nodig is om een elektron te verwijderen uit een atoom in de grondtoestand. Dit is een endotherm proces
OPM: endotherm proces: het beschouwde systeem neemt warmte op uit de omgeving, maw er wordt energie toegevoegd
aan het systeem → enthalpie ∆H > 0
exotherm proces: als het systeem energie afstaat aan de omgeving → ethalpie ∆H<0
→ de IE kan worden afgeleid uit het atoomspectra
⇒ IE = E∞-En = E∞ - (-cte. Z²/n²) = 0+ ct. Z²/n² of beter IE = cte . Z*²/n²
Trends in het periodiek systeem:
- links naar rechts in een periode: stijgende IE
- boven naar onder in een groep: dalende IE
Waarom?
• in periode: n blijft ct en Z* stijgt
o Het te verwijderen e- zit steeds dichter bij de kern, wordt dus steeds beter aangetrokken door de kern
⇒ meer energie nodig om het te verwijderen
• In groep: n² stijgt sneller dan Z*²
o Het te verwijderen e- zit steeds verder van de kern, minder aangetrokken door de kern
⇒ minder ionisatie energie nodig om het te verwijderen
OPM:
- edelgassen bezitten hoogste IE
- elementen uit groep 2 hebben iets grotere IE omwille vd relatief stabielere s² opbouw
- N,P,As bezitten iets hogere IE dankzij de opvullingwijze s²p³ (=gans half gevuld)
- IE2 en IE3 zijn steeds groter , dankzij de sterkere attractie krachten
Stijn Vandelanotte
-8-
Chemie I
Chemie
Elektronenaffiniteit (EA)
→ de energie verandering bij opname van een elektron door een atoom in gasfase (doorgaans exotherm)
→ hoe negatiever EA1 – waarde van een atoom, hoe groter zijn affiniteit voor opname van een eerste elektron
Trends in het periodiek systeem
- links naar rechts in een periode: stijgende EA
- boven naar onder in een groep: dalende EA
Waarom?
• in periode: n blijft ct en Z* stijgt
o Atoom radius daalt , aantrekkingskracht stijgt, grote negatieve waarde voor EA
• In een groep:
o Z* ongeveer constant, radius neemt toe, aantrekkingskracht daalt, kleinere negatieve waarde voor EA
OPM:
- EA2 is minder exotherm , soms zelfs endotherm
- Zeer negatieve EA’s
o Behalve bij: aardalkali metalen (s² stabiel), stikstof groep (s²p³ stabiel) , edelgassen (edelgascfg!)
Ionaire binding
→ wat? Samengesteld uit kationen en anionen en volgens een geometrisch patroon gerangschikt in een kristal
→ eigenschappen van een ionaire binding
- het kristal is consistent dankzij aantrekkingskrachten tussen anionen en kationen → ionaire binding
- bij kamertemperatuur vast met hoge smelttemperatuur
- verbinding metaal – niet-metaal in het behalen van de edelgasconfiguratie
- minimale formule geeft enkel eenvoudigste verhouding weer tussen anion en kation
Roosterenergie
→ wat? De energie verandering geassocieerd met de condensatie van gasvormige positieve en negatieve ionen in een
kristalrooster
→ eigenschappen van roosterenergie
- de vrijgekomen warmte (exotherm) is de drijvende kracht voor het condensatie proces (kristalopbouw)
- RE is een maat voor de elektrostatische attractie krachten tussen ionen
- RE is grotendeels bepaald door de lading van de ionen en de ionen radius
o Hoe groter de lading, hoe sterker de onderlinge attractie, hoe hoger RE
o Hoe kleiner de afmeting vd ionen, hoe korter ze elkaar kunnen naderen, hoe sterker de attractie
Ionenstraal r
→ hoe bepalen? Door X-straal diffractie bepaald men de afstand tussen 2 atoomkernen. Deze afstand laat toe de netto
ionenstraal te berekenen
→ atoomstraal versus het afgeleide ionstraal
- ionenstraal kation < atoomstraal
o 1 elektron minder met dezelfde kern ⇒ sterkere attractie ⇒ straal verkleint
- Ionenstraal anion > atoomstraal
o 1 elektron meer met dezelfde kern ⇒ minder sterke attractie ⇒ straal vergroot
Covalente binding
Het begrip covalente binding
→ wat? Binding van valentie elektronen, met als doel een stabielere toestand te bekomen, dus een lagere energie inhoud
→ delen van elektronen paren
• enkelvoudige covalente binding: 1 gemeenschappelijk gedeeld elektronenparen
• meervoudige covalente binding: meerdere gemeenschappelijke gedeelde elektronenparen
Polarisatie van covalente binding
→ elektronegatieviteit is verschillend
Vb Clδ- – Brδ+ polair en CH4 apolair
Dipoolmoment
µ = e.d [ in Debye-eenheden]
met 1 D = 3,34 . 10^-30 C.m
bv. HCl (δ+ - δ-) ~ d(H-Cl) = 127pm
*$*
Bij 100% ionair karakter zou het dipool moment gelijk zijn aan
µ = 1 e . d = 1,6 . 10^-19 C * 1,27 . 10^-10 m = 2, O3 . 10^-29 CM = 6,08D
$*
Bij experimenten vind men µ = 1,03 D
µ exp
µthe
=
1,03
6,08
Stijn Vandelanotte
= 0,169 ! HCl heeft slechts bijna 17% ionair karakter
-9-
Chemie I
Chemie
Elektronegativiteit EN
→ wat? EN is een maat voor de mogelijkheid van een atoom om in een molecule de elektronen naar zich toe te trekken.
Vb. HCl; polair karakter is te wijten aan de grote EN-waarde van Cl (chloor)
OPM: De EN- waarde is niet / nooit exact te meten en is afhankelijk van:
- structuur van de beschouwde atoom
- aantal bindingen met andere atomen (PCl5, PCl3)
- aard van de omringende atomen (PCl3 ↔ PF3)
→ hoe bepalen?
- methode van Mulliken: EN = ½ (EA+IE)
- methode van Pauling
Pauling:
Illustreren door middel van een voorbeeld
• bindingsenergie om H2 te splitsen in 2 H: ∆ = 435 kJ/mol
• bindingsenergie om Br2 te splitsen in 2 Br: ∆= 193kJ/mol
• bindingsenergie om HBr te splitsen in H+Br: ∆= 364 kJ/mol
Bij zuivere covalente binding is voor HBr een bindingsenergie berekend die het exacte gemiddelde is van H2+Br2
∆ = ½ (435 + 193) = 314kJ/ mol
Het verschil: 364-314 = 50kJ/mol
Dit verschil is te wijten aan het ionair karakter van HBr, wat een gevolg is van het verschil in EN tussen H en Br
Trends in het periodiek systeem
- links naar rechts in een periode stijgende EN
- boven naar onder in een groep dalende EN
Formele lading FL (alleen bij coordinatief covalente bindingen)
→ wat? Is de ladingsverschuiving die op een conventionele formele manier wordt uitgedrukt
→ regels?
- de formele lading bij 2 bindende atomen is verschillend in teken (behalve bij O en O)
- elektronen schuiven naar het meest elektronegatieve
vb: HClO3 …
Lewisnotatie opmaken …
Opstellen van de lewis structuur
Stappenplan bv. Bij HNO3
1. aantal valentie elektronen aanwezig
a. H : 1 eb. N: 5 ec. 3.O: 3.6 e- = 24 e2. aantal valentie elektronen nodig voor edelgascfg:
a. H : 2 eb. N: 8 ec. 3.O: 3.8 e- = 34 e3. aantal e- tekort: 2-1 = 34 e- -24 e- = 10 e4. aantal bindingen: 10 / 2 = 5
5. centrale atoom bepalen: het meest elektronegatieve !
6. Lewis notatie + formule ladingen aanduiden
OPM: in een aantal verbindingen komt het voor dat niet ieder atoom de edelgas cfg bezit. Dus meer of minder dan 8
elektronen of een oneven aantal elektronen bezit.
Stijn Vandelanotte
-10-
Chemie I
Chemie
Resonantie – Resonantie Hybride
→ wat? Dit is een mengvorm van 2 of meerdere alternatieve resonantie vormen
→ waar? Als er meerdere mogelijke lewis notaties bestaan
Stappenplan; vb. NO31. Aantal valentie elektronen
1 é = 1é
N = 5é
3.O = 3.6é
=24é
2. aantal valentie elektronen nodig
N = 8é
3.0= 3.8é
= 32 é
3 aantal elektronen te kort?
32é – 24é = 8 é
4. aantal elektronen paren?
8/2 = 4 elektronen paren
5. meest centrale atoom?
N (meest elektronegatieve)
6. Lewisnotatie
Er zijn 3 vormen mogelijk !
a)
FL (N) = +1
FL (O1) = -1
FL (O2) = 0
FL (O3) = 0
… analoog b en c
=> Bindingsorde:
N = (1+1+1)/3 = 1
O1 =02 = 03 = (-1 + 0+0 )/3 = -1/3
De resonantie vorm is een combinatie van a,b,c ….
OPM: We kunnen nu ook al meteen enkele tekortkomingen aan de Lewisstructuur weergeven
1. resonantie
2. Sommige moleculen bezitten atomen met meer of minder dan 8 valentie elektronen
3. Ruimtelijke structuur vd moleculen kan niet weergegeven worden
4. De elektromagnetische eigenschappen kunnen niet verklaard worden
! 2,3 worden tegemoet gekomen door VSEPR
Het oxidatie getal
→ eigenschappen?
- bij een atoom gelijk aan de lading van het atoom
- bij een covalente binding gelijk aan het resterende deel lading
→ regels
- som vd oxidatie getallen van alle bindingen in een verbinding is gelijk aan de lading van dat bestanddeel
- in enkelvoudige stoffen is het oxidatie getal vd elementen = 0
- in verbindingen heeft F steeds oxidatie getal –I
- in verbindingen heeft O doorgaans oxidatie getal –II
- In verbindingen heeft H steeds oxidatie getal +I, behalve bij metaal hydriden … -I
- Bij verbindingen van 2 niet metalen zal het elementen met de hoogste EN een negatief OG hebben en vice versa
~ oxidatie: een elektron afstaan waardoor het OG verhoogt
~ reductie: een elektron opnemen waardoor het OG verlaagt
Zie redoxreacties .. latere hoofdstukken
Metaalbinding
-
meestal sterk maar niet richtingsgebonden
metaal bindingsmodel moet rekening houden met fysische eigenschappen van een atoom
o ductiliteit, vervormbaarheid, efficiëntie en geleidbaarheid
bandtheorie: zie later
Stijn Vandelanotte
-11-
Chemie I
Chemie
Moleculaire geometrie
vb. PCl5
Covalente binding is eerder gebaseerd op paar-vorming dan het bereiken van de edelgascfg
In een diatomische molecule zoals Cl2 of HCl kan enkel een rechte lijn de 2 atomen verbinden.
In moleculen met 3 of meerdere atomen is de structuur minder evident. Hier zullen de
bindingshoeken moeten bekeken worden.
*$*
De geometrie van een molecule kan voorspeld worden via :
de VSEPR Theorie (Valentie Schaal Elektronen Paar Repulsie Theorie
1. Elektronenparen zover mogelijk van elkaar
2. BE en NBE moeten in rekening gebracht worden
3. Vorm van de molecule wordt bepaald door de plaats van de atomen
4. Effect van NBE op de moleculaire geometrie
a. De hoek tussen BE^BE < BE^NBE < NBE^NBE
Hybride orbitalen
→ Valentiebindingstheorie
- ontwikkeld in 1930 door linus Pauling
- geeft de mogelijkheid om de VSEPR theorie te verklaren
→ een covalentie binding: wordt voorgesteld door een gelocaliseerde overlap van het ene orbitaal met het andere
→ hybride orbitalen: nieuwe gelijkwaardige orbitalen, bekomen door combinatie vd bestaande orbitalen
Voorbeeld CH4
C in de grond toestand: 1s² 2s² 2p²
Normaal
Gehybridiseerde toestand
! 1s² 2s12p³
1s²2(sp³)4
De 4 gelijkwaardige orbitalen, hybride orbitalen, zijn gericht naar de toppunten van een tetraëder. Elke sp³ hybride
orbitaal heeft een vorm ergens tussen een s en een p orbitaal. Nl… voor ¼ s-karakter en ¾ p-karakter
Voorbeeld BeCl2
Lewisnotatie:
!
1)
2)
2BE
0 NBE
2 é paren → ruimtelijke structuur: lineair
2AO → 2 hybride AO
1s
1p
⇒ 2 sp
Ruimtelijke geometrie:
Stijn Vandelanotte
-12-
Chemie I
Chemie
De molecuul orbitaal theorie (M.O.)
→ dit is een quantummechanische methode die de molecule vorm benaderd vanuit een andere visie
Een molecule is een aggregaat van atoomkernen en elektronen
- elektronen bevindin zich in MO
- gedelocaliseerde overlap van atoomorbitalen
→ elke MO wordt voorgesteld via LCAO (Lineaire combinatie van Atoom orbitalen)
M.O = x1. AO1 + x2 . AO2
⇒ 2AO ↔ 2 MO
ψ = x1 . ϕ1 ± x2. ϕ2 met + is in fase en – bij tegenfase
Als 2 golffuncties in fase zijn dan versterken ze elkaar, maw. De é dichtheid neemt toe
In fase:
AO1 → ψ1 →
= BMO (Bindend MO)
AO2 → ψ2 →
In tegen fase:
AO1 → ψ1 →
= AMO (anti Bindend MO)
AO2 → ψ2 →
ψ² = probabiliteit om een deeltje op een welbepaalde plaats terug vinden
In fase ~ ψ² = (x1 . ϕ1 + x2. ϕ2)² = x1 ². ϕ1² + x2.² ϕ2² + 2 x1 . ϕ1 x2. ϕ2
In tegen fase ~ ψ² = (x1 . ϕ1 ) x2. ϕ2)² = x1 ². ϕ1² + x2.² ϕ2² - 2 x1 . ϕ1 x2. ϕ2
Met het Groen = de overlapterm
Met bij BMO … de elektronen tussen de 2 kernen
= BMO
= AMO
Met bij AMO … de elektronen rond de 2 kernen
MO: Homonucleaire diatomische moleculen
s- orbitalen
→ H2,N2, O2
AMO / σ*
figuur:
H2
BMO / σ
Zowel AMO en BMO is symmetrisch rond de as die beide atoomkernen verbindt
Grafiek:
50%
50%
50%
50%
AMO: hogere energie inhoud dan de AO
BMO: lagere energie inhoud dan AO
De elektronen gaan graag naar BMO en minder graag AMO, want ze willen altijd zo’n laag mogelijke energie inhoud
hebben.
Bindingsorde
BO = ½ (nBMO + nAMO) = ½ (2-0) = 1
AMO
Met r0 = afstand tussen de 2 atoomkernen
BMO
Stijn Vandelanotte
-13-
Chemie I
Chemie
p- orbitalen
figuren:
•
BMO → σ voor px→
•
AMO → σ* voor px→
•
BMO → π voor py en pz →
•
AMO → π* voor py en pz →
Samenvatting:
Elk volledig opgevuld AMO heft de bindende werking vh overeenkomstig BMO op. σs en σs* hebben dus geen bindend
vermogen. Er gaat wel kracht uit van de BMO waarbij de AMO niet volledig is opgevuld de bindingskracht vd BMO kan
enkel verzwakt zijn door een aantal AMO zijn opgevuld. Dit is de reden van bindingsorde.
Hoe groter de BO, hoe groter de bindingsenergie, hoe korter de bindingsas
Regels bij Homonucleire diatomische molecuulorbitalen
• AO’s kunnen overlappen of gecombineerd worden in verschillende richtingen
o sigma bindingen zijn bindingen volgens de bindingsas
o pi bindingen zijn bindingen loodrecht op de bindingsas
• in elk MO kunnen 2 elektronen met antiparallelle spit geplaatst worden
• in de grond toestand bezetten de elektronen de MO met laagste energie
• een echte binding komt pas tot stand als het aantal é in BMO groter is dan het aantal é in AMO
• BO = ½ (n BMO – n AMO)
Andere voorbeelden: O2, N2
Stijn Vandelanotte
-14-
Chemie I
Chemie
MO: Heteronucleaire diatomische moleculen
Bij deze moleculen zal de BMO meer het karakter hebben van het meest elektronegatieve element en de AMO een groter
aandeel bezitten van het minst elektronegatieve element. Het bindend é paar is dus verschoven naar het elektronegatieve
element. Dit illustreren we met een voorbeeld: HF
6. Gassen
Wetmatigheden
→ eigenschappen:
• comprimeerbaar
• in alle verhoudingen mengbaar (dus altijd homogene systemen)
• oefent een druk uit
o
p=
F
N
=
= Pa
A m²
→ Parameters bijgassen
T, P, V, n
→ Wet van Boyle Marriot :
pV
= cte
nT
We kunnen een verband grafiek maken telkens we 2 parameters ct nemen
1) Wet van Boyle : met T, n = cte
a. PV = cte ↔ p = ct/ V ⇒ grafiek is een parabool
2) Wet van Charles; met P, n = cte
a. V/T = cte ↔ V = T. cte ⇒ grafiek is een rechte door de oorsprong
i. Met absolute nulpunt voor T = OK = - 273 K
3) Wet van Amonton; met V,n = cte
a. p/T = cte ↔ p = T. cte ⇒ grafiek is een rechte door de oorsprong
4) Wet van Avogrado; met P,T = cte
a. V = ct. N ⇒ grafiek is een rechte door de oorsprong
Combinatie van deze 4 wetten brengt ons bij de Ideale gaswet
pV = nRT met volgende standaardvoorwaarden
- p = 1 atm = 101325 Pa
- T = 273,15 K
- Bij deze omstandigheden is V = 22,414 l voor 1 mol gas
- R = universel gasconstante
o = 0,082 l atm/mol K
o =8,31 J/mol K
Stijn Vandelanotte
-15-
Chemie I
Chemie
Dichtheid van een gas
m P.MM
ρ= =
met m = n. MM
V
R.T
→ gassen met hogere dichtheid dan lucht blijven laag hangen
→ warme lucht en verbrandingsgassen stijgen
Partieeldruk in gasmengsels
→ Als in een gasmengsel, de componenten niet reageren, oefent elke component een druk uit anders vd andere
componenten, nl. partieeldruk.
p = p A + p B + pC → p A = n A
of ... p =
RT
RT
; p B = nB
V
V
(n A + n B + nC ) RT
⇔ TenV = cte
V
Men stelt xA = molfractie van gas A in gasfase
xA =
nA
n
p
= A = A
n A + n B + nC nT
pT
x A + x B + xC = 1
Dalton : P = x A p A + x B p B + p B xC
Kinetische gastheorie
→ Boltzmann: eigenschappen van een ideel gas
- bestaat uit moleculen die op relatief grote afstand van elkaar bewegen in alle richtingen.
- Het volume van iedere molecule is verwaarloosbaar tov de ruimte waarin het zich bevind
- In de rechtlijnige bewegingen is de snelheid constant. De gasmoleculen ondergaan elastische botsingen met
wand en andere moleculen. Waardoor snelheid en bewegingsrichting kunnen veranderen
- Door botsingen oefenen de gasmoleculen een druk uit op de wand
- Aantrekkingskrachten tussen de gasmoleculen zijn verwaarloosbaar
- Gemiddelde kinetische energie is constant en afhankelijk van T. Bij een bepaalde temperatuur is de gemiddelde
kinetische energie van alle gassen dezelfde
→ Wetmatigheden die volgen uit deze theorie
1. Ideale gaswet: pV= nRT
2. voor de kinetische snelheid vd gasmoleculen u geldt:
u=
3RT
in...m / s
MM
De moleculen bezitten niet allemaal dezelfde snelheid en energie. Door onderlinge botsingen kunnen moleculen van
richting veranderen maar ook onderling energie uitwisselen en veranderen in snelheid.
→ snelheid probabiliteits curve van Maxwell-Boltzmann
Σ in=1ni .u i
⇔u=
u=
nTot
3RT
=
MMg
Σ in=1ni .u i2
nTot
3. Effusie wet en diffussie wet van Graham
→ effussie: proces waarbij gas door nauwe opening gaat naar
Vaccuum container
→ diffussie: mengen van verschillende gassen tot er een homogene
eindtoestand is
Wet v. Graham bij constante T
u effA
u effB
=
u diffA
u diffB
=
3RT
MM A
3RT
MM B
=
MM B
=
MM A
MM A .n
ρB
....metρ A =
V
ρA
Wet 2: immers voor 2 verschillende gassen A en B bij cte T geldt volgens de kinetische gasttheorie
E KA = E KB ⇔
m A u A2 m B u B2
u
=
⇔ A =
2
2
uB
Stijn Vandelanotte
mB
=
mA
-16-
MM B
MM A
Chemie I
Chemie
Toestandsvergelijking voor een reëel gas
→ reële gassen gedragen zich nooit als een ideaal gas.
Vooral bij lage temperatuur en hoge druk worden de afwijkingen tov een ideaal gas merkbaar, want het eigen volume vd
gasmoleculen is dan zeker niet meer te verwaarlozen en ook de onderlinge attractie krachten worden groter.
→ Vanderwaals gaf een gecorrigeerde betrekking; rekening houdend met het eigen volume en onderlinge attractie F
(p + a
n²
)(V − nb) = nRT
V²
Met: V-nb = correctie voor het eigenvolume waardoor het beschikbare volume kleiner uitvalt
Met an²/v² = correctie voor de onderlinge attractie krachten van de gasmoleculen, deze zijn evenredig met:
- aantal botsingen
- concentratie in het kwadraat
- de intrinsieke sterkte van die aantrekking = factor a
Karakteristieken voor a en b
- b neemt toe met de afmetingen van de moleculen
- a neemt toe met stijgende intermoleculaire attracties
- of a of b overheerst is afhankelijk van de aard van het gas en van de omstandigheden (P,T)
Vloeibaar maken van gassen:
- gebaseerd op Joule – Thomson effect
Werking:
Onderlinge attractie krachten tussen de moleculen laten primeren door de gassen af te koelen via adiabatische expansie.
Bij elke temperatuur is een minimale waarde van de druk nodig om gassen vloeibaar te maken
→ deze druk zal stijgen met de temperatuur
OPM: Voor elk gas is er een temperatuur waarboven het onmogelijk is om het gas nog vloeibaar te maken onder welke
druk dan ook; kritische temperatuur. De kritische druk is overeenkomstig de minimale druk nodig om bij kritische
temperatuur het gas vloeibaar te maken
7. Gecondenseerde fasen: vloeistoffen en vaste stoffen
Intermoleculaire attractie krachten
→ krachten tussen de moleculen onderling
→ hoofdzakelijk:
- dipool – dipool aantrekkingskrachten
- London krachten
- waterstofbruggen
! deze 3 krachten worden ook de Vanderwaals krachten genoemd en deze zijn factoren voor het kookpunt en smeltpunt
Dipool-dipool krachten
→ ontstaan door/bij polaire moleculen (bv HCL) waarbij een partieel positieve pool van een molecule en de partieel
negatieve pool van een andere molecule elkaar aantrekken
EN (H) = 2,2
EN (Cl) = 2,6
→ Hiervoor moet je lewisstructuur tekenen en eventueel de moleculaire geometrie
Bij apolaire moleculen (CH4) zijn er geen dipool- dipool krachten ; µtot= O
Bij polaire meeratomige moleculen zijn er dipool – dipool krachten; µtot is niet gelijk aan O
Met µtot = dipool dipool moment
Als µtot stijgt dan stijgt het kook punt ~= 3% vd Covalente bindingskracht
London krachten=dispersie krachten
→ ontstaat door bewegingen van de elektronen zodat de elektronenwolk korststondig vervormd raak en niet meer
symmetrisch rond het zwaarte vd positieve kernen verdeeld is .
⇒ dipool in de molecule die op zijn beurt de omringende moleculen een dipool kan doen induceren. (dipool inductie)
Deze zorgen voor attractie krachten: London krachten
→ eigenschappen:
- bij elke molecule mogelijk
- hoe groter de molecule (of toenemende massa) , hoe makkelijker distorsie van de grotere elektronen wolk en
dus polarisatie optreedt
Als MM stijgt dan stijgen de London krachten en stijgt het kookpunt
Stijn Vandelanotte
-17-
Chemie I
Chemie
De waterstofbrug (H-brug)
→ in een binding HX stelt x een sterk elektronegatief element voor. Dit leid tot een hoge positieve partiële lading voor H
Deze leidt tot het aantrekken van ook andere X atomen met negatieve partiele ladingen. Zo wordt een verbinding (brug)
gevormd tussen de X atomen: de waterstofbrug
• X = F,N,0
• Bindingssterkte van H-brug > dipool –dipool interacties
• H-brug stijgt ↔ EN (X) stijgt of r (X) daalt …
r = grote / afmeting / diameter
Gevolgen van de waterstof brug
a) het kookpunt vd H-brugvormende verbindingen valt veel hoger uit dan theoretisch verwacht obv de London
krachten alleen
b) ook organische solventen zoals methanol (CH3OH) en ethanol (CH3CHOH) hebben in verhouding hoge kptn
c) sterke H-brug staat voor ongeveer 5% vd Covalente bindingskracht
d) in H20 zijn per molecule 2 waterstofbruggen mogelijk waardoor het kpt zeer hoog uitvalt, zelfs hoger dan dat
van HF alhoewel de individuele H-F brug sterker is maar waar er numeriek slechts 1-H-brug per HF molecule
mogelijk is.
e) Door H-brugvorming valt de oplosbaarheid voor sommige F, O,N bevattende verbindingen zeer hoog uit in
H2O, NH3, CH03
f) H-brugvorming is ook een rechtstreekse oorzaak van de tetraedrische omringen door H-atomen rond O in ijs,
resulterend in een ijle structuur en kleinere dichtheid van ijs tov vloeibaar water
g) H-brug vorming is van cruciaal belang bij de molecule opbouw van levende wezens bij de celdeling, proteïnen
Toepassing: bepaal de molecule met het hoogste kookpunt uit H20, C2H5OH, C2H5
H20
C2H5OH
- dipool – dipoolmoment
- dipool – dipoolmoment
- london krachten
- london krachten
- 2 waterstof bruggen
- 1 waterstof brug
-
C2H5
dipool – dipool moment
londonkrahten
geen waterstof bruggen
De vloeibare toestand
Eigenschappen van vloeistoffen
- samendrukbaarheid: De moleculen/ deeltjes liggen voldoende ver van elkaar om deze onder uitwendige druk
dichter bij elkaar te brengen
- Diffussie: door beperkte bewegingsvrijheid kunnen mengbare vloeistoffen in elkaar diffunderen
OPM: Diffussie of mengsnelheid is veel groter bij gassen
- viscositeit: weerstand tegen vloeien tgv intermoleculaire krachten
OPM: Viscositeit daalt bij stijgende temperatuur omdat de kinetische energie sterker tegen werkt
- capillariteit: adhesie krachten en cohesie krachten bij grensvlakken van 2 verschillende stoffen
- Oppervlakte spanning: is een fenomeen tgv de neiging vh vloeistof om minimale afmetingen aan te nemen door
onderlinge attracties
OPM: Oppervlakte spanning daalt bij stijgende temperatuur
Praktisch voorbeeld: een pan met vetlaag proper krijgen
Toevoegen van detergent zorgt ervoor dat het vet open gat
Stijn Vandelanotte
-18-
Chemie I
Chemie
Dampdruk in vloeistoffen
∆Hverd = + of endotherm proces
∆Hcond = - of exotherm proces
Er is een dynamisch evenwicht als de verdamping = condensatie of ∆Hverd = ∆Hcond
Verdamping gebeurt vlotter bij hoge temperaturen. Ten gevolge van de verdamping van de hoog energetische moleculen
zal de gemiddelde kinetische energie van de resterende vloeistof moleculen afnemen.
⇒ De temperatuur daalt.
In de realiteit wordt dit gecompenseerd met energie toevoer uit de omgeving
• De molaire verdampingsenthalpie ∆Hverd (+/endotherm)
o De warmte dien nodig is om 1 mol van een vloeistof bij een bepaalde temperatuur te verdamen
o Bv. H2O (l) → H2O (g) … ∆Hverd = 43,8kJ/mol
OPM: vroeger gebruikte men calorie (≈ 4,84J)
→ dit is de energie die nodig is om 1 gram water te doen stijgen van 14,5 naar 15,5 °C
• De molaire condensatie enthalpie ∆Hcond (-/exotherm)
o Gasmoleculen met lage kinetische energie kunnen door contact met vloeistof oppervlak door attractie
naar de vloeistof aangetrokken worden
• Dynamisch evenwichtstoestand wordt bereikt als de overgangssnelheid in beide richtingen gelijk is. Hierbij (in
de evenwichtstoestand) oefent het ontstane gas een drukt uit: de dampdruk
• De dampdruk is onafhankelijk vd hoeveelheid vloeistof in de container, zolang er voldoende aanwezig is
Kookpunt
-
hoe hoger boven de zeespiegel, hoe lager de druk, hoe lager het kookpunt
kooktemperatuur … de temperatuur waarbij de dampdruk vd vloeistoffen gelijk wordt aan de uitwendig
heersende druk
Normaal kookpunt = kookpunt bij druk 1 atm = 101325 Pa
Verband tussen dampdruk en verdampingsenthalpie
Ln P = T
→ dit is een lineair verband die bekomen wordt door als men de natuurlijke logaritme vd
Dampdruk uitzet tov de reciproke waarde van de absolute temperatuur (1/T)
− ∆H verd
+ c → karakteristiek
R.T
− ∆H verd
ln p
= log p =
+ c'
2,301
R.T .2,3O1
ln p =
~ Koken ~
. Drukpannen:
P →kpt
. autotroof
P ~ e^T ↔ ln P ~ T
→ Deze is bekend als de Clausisus – Clapeyron vergelijking
•
molaire verdampingsenthalpie
Functie: * inwendige energie ∆E te verhogen zodat de intermoleculaire aantrekkingskrachten in de vloeistoffase
kan worden overwonnen
* het gas te laten expanderen in een groter volume ∆V waardoor de omgeving een tegendruk uitoefent
pext met zelfde volume als ∆V
∆Hverd=∆E+ pext *∆V
OPM: + bij kritisch punt is ∆Hverd=O
+ bij kleine Temperatuurs interval kan ∆Hverd als constant worden beschouwd
Log ( p 2 ) − log( p1 ) =
Stijn Vandelanotte
− ∆H verd 1 1
( − )
R
T2 T1
-19-
Chemie I
Chemie
Fasendiagram of toestandsdiagram
→ geeft de voorwaarden (P,T) weer waarbij voor de toestand die een stof kan hebben (gas, vloeibaar, vast).
Gebieden begrens door:
- smeltlijn
- sublimatielijn
- dampdruklijn
→ Snijpunt vd drie lijnen is het tripelpunt = het punt waar de 3 fasen naast elkaar in evenwicht zijn
→ geldig voor elk gesloten systeem
→ uniek voor elke stof
→ Doel: toestanddiagrammen van bv CH4, H2S zijn nuttig om de fysische toestand vd verbindingen te voorspellen bij
extreme voorwaarden
Kritisch punt
Dit is het punt waar de dampdrukslijn eindigt. Hier zijn de dichtheden van de vloeibare en gasvormige toestand gelijk:
fase grens verdwijnt
De gemiddelde kinetische energie bij de temperatuur van het kritisch punt zo hoog dat damp niet meer gecondenseerd
wordt.
Super kritisch punt
Boven het kritisch punt bevind zich de super kritische toestand.
Eigenschap: de dichtheid meer overeenstemmend met de vloeibare toestand
De diffussie meer overeenstemmend met de gasvormige toestand
Kan zich bewegen in vaste stoffen zoals gassen en materialen die oplossen in vloeistoffen
Praktisch: bv koffie bonen geweekt in water …
Stijn Vandelanotte
-20-
Chemie I
Chemie
8. Oplossingen
Inleiding
* Een oplossing is een homogeen mengsel (meestal in water (als solvent))
- vast: CuZn = legering
- gas: altijd homogeen mengsel
- vloeistof: suiker in water, ethanol in water, koolstofdioxide in water
* Een oplossing = opgeloste stof + oplosmiddel (solvent)
Met S = oplosbaarheid … bv. S° van een bepaalde stof = 10^-4 mol/l dan geldt er … als
- S > 10^-4 mol/l onverzadigd
- S = 10^-4 mol/l verzadigd
- S < 10^-4 mol/l/ oververzadigd (= onstabiele toestand)
* Concentratie oplossing
M =
m=
n
Voplos sin g
in...molair
n
kg oplosmiddel
%(m / m) =
gX
100 g oplos sin g
%(V / V ) =
VX
100mloplos sin g
%(m / V ) =
gX
100mloplos sin g
Oplossingsproces
X = opgeloste stof
Y = solvent
X-X ; Y-Y
met - … dwz gebonden aan … de verbinding tussen … deze zijn er tgv Vanderwaalskrachten
Om die stof te doen oplossen moet je deze Vanderwaalskrachten trachten te verbreken. (= een endotherm proces. (∆=+))
En ten gevolge van nieuwe interacties tussen X en Y (= een exotherm proces (∆H = -) krijg je een oplossing.
Likes like likes
-
-
polaire stoffen lossen goed op in polaire stoffen
o bv. NaCl in water ↔ polair in polair
o Na+ en Cl- worden elektrostatisch omringd door de watermoleculen H+ neutraliseerd Cl- en de partiele
lading van O(2-) neutraliseert Na+
o De ion dipool aantrekking is relatief sterk, zodat men in de oplossing gesolvateerde ionen verkijgt
→ extra stabiliteit aan opgeloste ionen
apolaire stoffen lossen goed op in apolaire stoffen
o bv. I2 → enkel London krachten → goed oplosbaar in CCl4; µ=O; Londonkrachten
Netwerk kristallen zijn onoplosbaar in om het even welk solvent omdat alle atomen via Covalente bindingen
sterk aan mekaar zijn gebonden.
Stijn Vandelanotte
-21-
Chemie I
Chemie
Hydratatie van ionen
H2O:
-
ionaire binding
ionair karakter bij Covalente binding
Bv. NaCl
-
H neutraliseerd Cl en O neutrliseert Na
⇒ ionrooster zal volledig uiteenvallen en omringd worden door ionen van
het solvent
→ solventionen = hydratatie ionen
Hydratatie
• Sterkte vd hydratatie ↔ lading ion
straal/afmeting ion verkleint
• Vorming van een binding tussen ionen en watermolecule brengt energie vrij … ∆H = - / exotherm
Vb:
K + ( g ) + Cl − ( g ) → K + (aq ) + Cl − (aq)
∆H hydr = −684kJ / mol
$ dus exotherm … ∆Hhydr =de hydratatie energie
- hydratatiegraad = het aantal H2O moleculen die het ion omvangt (bv. CuSO4.5H2O
OPM: Zeolieten kunnen water opnemen in holten die in omvang kunnen vergroten
Oplossingswarmte of oplossingsenthalpie: ∆Hopl
→ de enthalpie verandering die optreedt bij het oplossen van de op te lossen stof
→ 2 factoren?:
1) Energie die nodig is om bindingen te verbreken
2) energie die vrijkomt bij de vorming van de nieuwe bindingen
Bv. Het oplossen van KCl in H2O verloopt endotherm
a)...KCl (v) → .K + ( g ) + Cl − ( g ).....................................∆H a = −∆H re = +701kJ / mol
b)...K + ( g ) + Cl − ( g ) → K + (aq) + Cl − (aq).....................∆H hydr = −684kJ / mol
__________________________________________________________________
a) + b) KCl (v) → K + (aq) + Cl − (aq)...............................∆H opl = +17,2kJ / mol
*$*: Oplossingsenthalpie = Σ(-rooster energie) + solvatie energie of hydratatie energie
Algemeen voor :
Ionaire componenten
- exotherm → ∆H = - endotherm → ∆H= +
Moeilijk voorspelbaar want:
Het is een resultaat van 2 sterk aan
elkaar tegengestelde effecten die door
praktisch dezelfde factoren bepaald
worden, nl. ion-ion interactie en ion –
dipool interactie
Stijn Vandelanotte
Moleculaire stoffen
- exotherm → ∆H = - endotherm → ∆H= +
Doorgaans endotherm want:
In apolaire verbindingen zijn
interactie krachten kleiner en val
∆Hopl bijgevolg klein uit
-22-
Gassen in vloeistoffen
Altijd exotherm , want:
∆Hre = O, maw geen interactie tussen
gasmoleculen onderling terwijl wel
interacties zijn met
oplosmiddelmoleculen ontstaan. Als
gas chemisch reageert met
oplosmiddel is het minder
voorspelbaar.
Chemie I
Chemie
Invloed van temperatuur en druk op oplosbaarheid
* temperatuur:
X+Y+kJ →endotherm→oplossing
X+Y →exotherm → oplossing + kJ
⇒
⇒
T
T
→E
→S
→E
→S
* druk:
Je voegt een vaste stof of een vloeistof in het solvent …. Vervolgens P … weinig invloed op de oplosbaarheid
Je voegt een gas in het solvent
….. Vervolgens P … oplosbaarheid vh gas verbeterd
OPM: Geldt enkel voor gassen die chemisch niet reageren met het solvent.
-
Principe van le Chatelier: Een systeem in evenwicht waarop een uitwendige invloed uitgeoefend wordt streeft
naar een nieuw evenwicht waarbij die verandering tegengewerkt wordt.
Gassen, die oplossen met warmte afgave zal de oplosbaarheid dalen met toenemende temperatuur
Gassen hebben laag kookpunt omdat ze zwakke onderlinge attracties hebben zullen ook de interacties met de
solvent molecules zwak zijn zodat gassen eigenlijk weinig oplosbaar zijn in water
Oplosbaarheid van gassen is sterk afhankelijk vd druk
o Wet van Henry : Concentratie oplossing = K.rho(gasfase)
Concentratie uitdrukkingen en berekeningen
→ wat ? concentratie is de hoeveelheid van een bestanddeel in een welbepaalde hoeveelheid oplosmiddel of oplossing
molariteit : M =
molaliteit : m =
n
Voplos sin g
in...molair ....met : V A .M A = VB M B
n
kg oplosmiddel
massa − massa − percent : %( m / m) =
gX
100 g oplos sin g
volume − volume − percent %(V / V ) =
VX
100mloplos sin g
massa − volume − percent : %(m / V ) =
molfractie : X : X A =
gX
100ml oplos sin g
nA
nTot
ppm + ppb :
1g
ppm =
= µg / g .....of .ook .bij.water.als.solvent.geldt : 1g / 1ml ⇔ ppm = 1µg / ml
10^ 6 g
1g
ppb =
= ng / g.....of .ook .bij.water.als.solvent.geldt : 1g / 1ml ⇔ ppb = 1ng / ml = 1µg / l
10^9 g
Stijn Vandelanotte
-23-
Chemie I