Resume
Samenvatting leereenheid 2 scheikunde voor milieuwetenschappen (NB0502)
- Cours
- Établissement
samenvatting van leereenheid 2 scheikunde voor milieuwetenschappen (NB0502)
[Montrer plus]
Vendeur
S'abonner
esmeelooijen
Aperçu du contenu
Hoofdstuk 2: Chemische bindingIntroductie
De aard van de binding is in hoge mate bepalend voor de eigenschap van een stof,
maar ook voor de chemische reacties die met de stof kunnen plaatsvinden
Er zijn verschillende soorten bindingen
- De ionbinding binding tussen positieve en negatieve ionen
- De atoombinding de binding tussen niet-metaalatomen in moleculen
- De metaalbinding de binding tussen metaalatomen
- De gecoördineerde atoombinding
De bindingstypen hangen samen met de elektronenconfiguraties van de atoomsoort
die aan de binding deelnemen
- Volgens een eenvoudig model komt de binding tot stand omdat alle atomen
streven naar een edelgasconfiguratie
o Dit kan gebeuren door overdracht van een of meer elektronen van een
metaalatoom naar een niet-metaalatoom, waardoor positieve en
negatieve ionen ontstaan en dus een ionbinding
o Dit kan gebeuren door vorming van een gemeenschappelijk
elektronenpaar tussen twee niet-metaalatomen, waardoor een
atoombinding ontstaat.
Ionbinding
Ionbinding (elektrovalente binding) = binding tussen ionen in verbindingen waarbij
de ionen worden gevormd door de volledige overdracht van elektronen van het ene
element naar het andere.
- Binding ontstaat doordat de elektrostatische aantrekkingskracht tussen ionen van
tegengestelde lading groter is dan de afstotende van gelijke lading ionbinding
is sterke binding
Ionen ontstaan in chemische reacties tussen metaalatomen en niet-metaalatomen.
- Het metaalatoom staat elektronen af en vormt positieve ionen, terwijl het niet-
metaalatoom elektronen opneemt en negatieve ionen vormt.
Door vorming van de ionen bereiken de atomen een edelgasconfiguratie.
- De elektronenconfiguratie van de atomen bepaalt de lading van de ionen
- Voorbeeld: reactie tussen Na en Cl waarbij NaCl ontstaat.
o Als Na- atoom (1s2, 2s2, 2p6, 3s1) zijn buitenste elektron afstaat, ontstaat
een Na+-ion met de stabiele edelgasconfiguratie van Neon (1s2, 2s2, 2p6)
o Als Cl-atoom (1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5) een elektron opneemt dan ontstaat de
configuratie van Argon (1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6)
,Elektrostatisch model
Elektrostatisch model = dat er tussen twee tegengestelde ladingen een
aantrekkingskracht bestaat (Coloumbaantrekking) en tussen twee dezelfde ladingen
een afstotende kracht bestaat (Coloumbafstoting).
Wanneer er tussen twee geladen deeltjes een kracht bestaat, zal een verandering in
de afstand tussen de deeltjes energie kosten of opleveren = Coulombenergie (Ecoloumb)
- Deze is rechtevenredig aan de grootte van de ladingen en omgekeerd evenredig
aan de afstand tussen de deeltjes:
o f = constante die van gebruikte
eenheidstelsel afhangt
o q1 en q2 = de ladingen van de deeltjes
o r = de afstand tussen beide deeltjes
- Als deeltjes heel ver uit elkaar liggen dan is (r zeer groot) is er geen interactie
tussen de deeltjes Ecoloumb = 0
- Als twee gelijke deeltjes elkaar naderen treedt een verhoging van de potentiële
energie op Ecoloumb = positief
- Als twee tegengestelde geladen deeltjes van oneindige afstand naderen, treedt
een verlaging van de potentiële energie op Ecoloumb = negatief en er komt
energie vrij bij nadering.
Elk systeem streeft naar een toestand van minimale energie, wat overeenkomt met
de meest stabiele toestand van het systeem
Ionen worden in ionmodel beschouwt als harde, niet deformeerbare bollen met een
puntlading geconcentreerd in het middelpunt van de bol.
- In dit harde-bollenmodel nemen we aan dat positieve en negatieve ionen stabiele
verbindingen vormen, waardoor de potentiële energie wordt verlaagd t.o.v. de
niet gebonden situatue.
Ionenpaar in de gasfase
Bij het ontstaan van Na+Cl- in de gasfase is er ook een overdracht van een elektron
van Na naar Cl waardoor bij beide een edelgasconfiguratie ontstaat
De hiervoor benodigde energie, de ionisatie-energie, van Na plus de
elektronenaffiniteit van Cl is positief endotherme reactie
, Deze energie moet, om een stabiel ionenpaar te vormen, worden gecompenseerd
door verlaging van de potentiële energie bij de nadering van de deeltjes tot de
minimale afstand als gevolg van Coloumbaantrekking.
De potentiële energie voor 1 mol ionenparen is gelijk aan:
o f = constante (9*109 J m C-2)
o q+ en q- = lading van positieve en negatieve ion (C)
o Z+ en Z- = ladingsgetal van positieve en negatieve ion
(bij Na+ is Z+ =1, bij Cl is Z- = 1)
o NA = constante van Avogadro
o r = afstand tussen middelpunten van de ionen som ionstralen (m)
o e = (1,6*10-19 C)
- de potentiële energie van de reactie tussen twee enkelvoudige atomen M en X tot
ionenpaar M+X- in de gasfase kunnen we weergeven met de formule:
Epot = ∆E = IE + EA + EColoumb
- voor het vormen van een stabiel ionenpaar is nodig dat de reactie-energie, ∆E,
kleiner is dan nul.
Ionrooster
Meestal komen ionen niet voor in ionenparen in de gasfase, maar wordt er een vast
zout gevormd in een vast zout zitten ionen in een ionenrooster
- Ionenrooster = regelmatige vaste rangschikking van ionen
Elk positief ion ondervindt aantrekking van negatieve ionen en afstoting van andere
positieve ionen
- Wisselwerking heeft als gevolg dat energiewinst bij vorming van een rooster
groter is dan van losse ionenparen
- Energie die vrijkomt bij vorming van rooster uit de vrije ionen in de gasfase =
roosterenergie
o Hangt sterk af van het type rooster dat wordt gevormd
Atoombinding: het klassieke model
Atoombinding = een binding waarbij twee atomen een elektronenpaar delen
- De atoombinding is een sterke binding, maar vaak zwakker dan de ionbinding
In ‘zuivere’ vorm bestaat atoombinding alleen tussen twee identieke atomen, bijv. H2
- homonucleaire moleculen = opgebouwd uit dezelfde atomen
- Vorming van zo’n atoombinding gaat als volgt:
1. 2 H atomen dicht bij elkaar, waardoor elektronenwolken overlappen
2. Elektronenwolken onder invloed van kern ander atoom
3. Aantrekkende krachten zijn groter dan de afstotende krachten
4. Er vormt zich een atoombinding tussen beide atomen
Elk atoom levert per atoombinding één elektron
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur esmeelooijen. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €5,30. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
Peut-on faire confiance à Stuvia ?
4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)
79373 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours
Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans