Wetenschap en samenleving Motivatie

De Verenigde Naties heeft 2011 uitgeroepen tot “International Year of Chemistry”. Doel van dit themajaar is de publieke waardering voor de chemie te vergroten en de belangstelling van jongeren voor de chemie te stimuleren.

Uit de pers (DS 7 okt 2010)

“Rendez-voushuis voor koolstof- koppelaars”

Nobelprijs scheikunde naar Japan en VS

Om koolstofketens met elkaar te verbinden, moeten chemici twee koolstofatomen aan elkaar koppelen. Maar koolstofatomen hebben zelden zin om met elkaar te reageren. Palladium, een metaal, fungeert als een soort chemisch rendez-voushuis: het brengt twee koolstofatomen zo dicht bij elkaar, dat ze niet anders meer kunnen dan binden. Palladiumkatalyse maakt het veel gemakkelijker om langs synthetische weg snel en efficiënt grote koolstofmoleculen te bouwen zonder dat vervuilende bijproducten ontstaan.

Vervolg van artikel

De Heckreactie wordt vandaag gebruikt bij de grootschalige productie van medicijnen, zoals de ontstekingsremmer naproxeen, het astmamiddel montelukast en het antibioticum vancomycine. Ook de elektronica-industrie maakt graag gebruik van de Heckreactie, de Suzukireactie en de Negishireactie, bijvoorbeeld bij de productie van led-verlichting. Ze gebruikt palladiumkatalyse onder meer voor de verbetering van blauw licht in organische leds. Die zogeheten oleds bestaan uit organische moleculen die licht afgeven. Ze worden gebruikt in extreem dunne schermen, die maar een paar millimeter dik zijn, en in mobiele telefoons worden geïntegreerd…

Wetenschap en samenleving Inhoud

• Lessen:

–Periodiek systeem;

–Elektrochemie (+ labo);

–Duurzaamheid;

–Organische processen (destillatie ruwe aardolie en

petrochemie en fijnchemie);

–Anorganische processen (Fe, Zn en Solvay-

proces);

–Biotechnologische processen.

Wetenschap en samenleving Inhoud

• Andere activiteiten (aanwezigheidsplicht):

– Lezing: “Renewable energy” op 28/02

– Lezing: “Bioraffinaderij/bioplastics”

• Zie later: mededeling op Toledo

– Jobgetuigenissen

• Zie later: mededeling op Toledo

Wetenschap en samenleving Docenten

• Periodiek systeem en duurzaamheid

– Ann Van Asbroeck (AVA)

• Elektrochemie (+ labo)

– Tom Ooms (TO)

• Labo elektrochemie

– Tom Ooms, Steven Vreysen, Ann Van Asbroeck, Marc Van Rumst

• Organische processen

– Steven Vreysen (SV)

• Anorganische processen en biotechnologische processen

– Marc Van Rumst (MVR)

Wetenschap en samenleving Cursusmateriaal

• Cursusteksten

– iedere docent zorgt voor een tekst van zijn/haar deel ; zelf afhalen bij Campinia

• Toledo-cursus

– Nummer Z52151

– Mededelingen

– Planning en afspraken (zie verder)

– Cursusmaterialen

• Power point presentaties

• Laboteksten elektrochemie

• …

Wetenschap en samenleving Evaluatie

• Permanente beoordeling labo elektrochemie: 10 %

• Examen: 90 %

– schriftelijk examen in juni

• Punten in mindering indien onwettig afwezig op lezingen / jobgetuigenissen

Planning Datum Cursusonderdeel Docenten uur lokaal

do 7/2 Inleiding en Periodiek

systeem AVA 8u30 G013

krokusverlof

do 21/2 Periodiek systeem AVA 8u30 G013

do 28/2 Periodiek systeem AVA 8u30 G013

do 28/2 Lezing: “Renewable energy” 10u15 D209

do 7/3 Organische chemie,

basisbegrippen SV 8u30 G013

do 7/3 Elektrochemie TO 10u25 D209

do 14/3 Organische chemie,

basisbegrippen SV 8u30 G013

do 14/3 Elektrochemie TO 10u25 D209

do 21/3 Organische chemie,

basisbegrippen SV 8u30 G013

do 21/3 Elektrochemie TO 10u25 D209

wo 27/3 Anorganische processen MVR 8u30 Aud 2

do 28/3 Labo elektrochemie (gr 1) MVR-AVA 8u30-11u45 P127

Paasverlof + examenweek

! ! !

Planning Datum Cursusonderdeel Docenten uur lokaal

wo 24/4 Anorganische processen MVR 8u30 Aud 2

do 25/4 Duurzaamheid AVA 8u30 G013

wo 1/5 Geen les: 1 mei

do 2/5 Labo elektrochemie (gr 2) TO-SV 8u30-11u45 P127

wo 8/5 Biotechnologische processen MVR 8u30 Aud 2

do 9/5 Geen les: OHH

wo 15/5 Duurzaamheid AVA 8u30 Aud 2

do 16/5 Organische processen SV 8u30 G013

wo 22/5 Organische processen SV 8u30 Aud 2

do 23/5 Organische chemie,

basisbegrippen SV 8u30 G013

Nog vast te

leggen Jobgetuigenissenavond

Nog vast te

leggen Nog vast te leggen

Nog vast te

leggen

Lezing

“Bioraffinaderij/bioplastics”

Nog vast te

leggen Nog vast te leggen

http://theodoregray.com/periodictable/Posters/PosterLenticular.mov

Het periodiek systeem “de basis van alle chemie”

Bron: http://www.webelements.com

Het periodiek systeem

• Classificatiesysteem van de elementen

• Basis: atoomnummer

• Periodieke eigenschappen

• Atoomnummer = aantal protonen

• Aantal protonen = aantal elektronen

• Groep: elementen met dezelfde elektronenconfiguratie

Piek = He

Piek = Ne

Piek = Ar

Dal = Li, Na, K, Rb,…

Dalpunten = edelgassen

Pieken = metalen

Pieken = eerste elementen van de perioden

Dalpunten = edelgassen

Waterstof is uniek

is alkalimetaal

is halogeen

argument voor

vormt éénwaardige positief ion

heeft 1 s-elektron

Is een niet-metaal

vormt een diatomisch molecule

argument tegen

is geen metaal

reageert niet met water

vormt zelden één-waardig negatief ion

is veel minder reactief

Alkalimetalen (s-blok)

Elektronenconfiguratie valentieschil: ns1

M M+ + e-

Alkalimetalen

Bron: http://www.webelements.com en http://periodictable.com/Elements

Na

Ts = 39 °C

Z naam symbool molmassa (g/mol)

smeltpunt (°C)

kookpunt (°C)

dichtheid (g/cm3)

3 lithium Li 6,94 181 1347 0,53

11 natrium Na 22,99 98 883 0,97

19 kalium K 39,10 64 774 0,86

37 rubidium Rb 85,47 39 688 1,53

55 cesium Cs 132,91 28 678 1,87

87 francium Fr 223 27 677 -

Metaalbinding

Metaalrooster: positieve metaalionen die omringd zijn door vrijbewegende negatieve elektronen

Gevolgen:

– hoge Ts en Tk

– goede geleiders voor stroom

– plooibaar en rekbaar

http://www.aljevragen.nl/sk/atoombouw/ATM081.html

•Komen in geoxideerde vorm voor in natuur.

•Bereiding door reductie. Elektrolyse gesmolten zouten.

•Vb. 2 NaCl(l) 2 Na(l) + Cl2(g)

•Zilvergrijze metalen. Breed temperatuursdomein vloeibaar.

•Sterk negatieve reductiepotentialen die dalen naar onder in groep (uitz. Li)

•Legeringen van natrium en kalium die vloeibaar zijn. Toepassing als koelvloeistof in kernreactoren.

Elementaire vorm van de alkalimetalen

Waarom komen alkalimetalen in de natuur in geoxideerde vorm voor??

Bron: http://www.webelements.com

Tip:

Reactiviteit van de alkalimetalen

•De gevormde verbindingen zijn meestal iongebonden.

•Reduceren water. Hevigheid reactie neemt toe naar onder.

•Reageren spontaan met de meeste niet-metalen.

Identificatie door vlamtesten

Na Cu Ba Na Sr

Reagens Reacties van alkalimetalen (M)

Waterstof, H2 2 M(s) + H2(g) 2 MH(s)

Zuurstof, O2 4 Li(s) + O2(g) 2 Li2O(s)

2 Na(s) + O2(g) Na2O2(s)

M(s) + O2(g) MO2(s) ; M = K, Rb, Cs

Stikstof, N2 6 Li(s) + N2(g) 2 Li3N(s)

Halogenen, X2 2 M(s) + X2(g,l,s) 2 MX(s)

Water, H2O 2 M(s) + 2 H2O(l) 2 MOH(aq) + H2(g)

Verbinding formule M=groep I-element

toelichting

oxiden M2O gevormd door ontbinding van carbonaten, sterke basen, reageren met water tot hydroxiden

hydroxiden MOH gevormd door reductie van water met het metaal of uit het oxide, sterke basen

carbonaten M2CO3 oplosbaar in water, zwakke basen in water, de meeste ontbinden tot oxiden M2O bij verwarmen

waterstof-carbonaten

MHCO3 zwakke basen in water, kunnen als vaste stoffen verkregen worden

nitraten MNO3 ontbindt tot nitriet en zet O2 vrij bij verwarmen

Toepassingen p. 9

1. Hoe komt het dat de valentie-elektronen gedelocaliseerd kunnen voorkomen in een metaalrooster?

2. Hoe verklaar je dat de smeltpunten en de kookpunten van de alkalimetalen dalen naar onder toe in de groep (hoewel de Londonkrachten toenemen binnen de groep)?

3. Waarom komen de alkalimetalen (M) in de natuur voor onder de geoxideerde vorm (M+)?

4. Alkalimetalen reageren met water. De hevigheid waarmee deze reactie opgaat, neemt toe naar onder in de groep. Verklaar dit vanuit de elektronenstructuur.

Aardalkalimetalen (s-blok)

Elektronenconfiguratie valentieschil: ns2

M M2+ + 2e-

Voorkomen in natuur: altijd gebonden

• Be: als beril (3BeO.Al2O3.6SiO2)

• Mg: opgelost in zeewater, in dolomiet CaCO3.MgCO3

• Ca: in kalksteenafzettingen (calciet of kalk)

• Ba: in mineraal bariet (BaSO4)

Aardalkalimetalen

Bron: http://www.webelements.com en http://periodictable.com/Elements

Z naam molmassa (g/mol)

smeltpunt (°C)

kookpunt (°C)

dichtheid (g/cm3)

4 beryllium Be 9,01 1285 2470 1,85

12 magnesium Mg 24,31 650 1100 1,74

20 calcium Ca 40,08 840 1490 1,53

38 strontium Sr 87,62 770 1380 2,58

56 barium Ba 137,34 710 1640 3,59

88 radium Ra 226,03 700 1500 5,00

• Sterk negatieve reductiepotentialen die meer negatief

worden naar onder in groep.

• Bereiding door reductie. Elektrolytisch of chemisch.

• Be: licht metaal, transparant voor X-stralen. In legering met

koper: rigidere structuur.

• Mg: licht metaal. In legering gebruikt in vliegtuig-

constructies.

Van lucht afgeschermd door oxidelaagje.

Elementaire vorm van de aardalkalimetalen

Reactiviteit van de aardalkalimetalen

• Tweede ionisatie-energie klein, wordt gecompenseerd door

hoge roosterenergie van de producten. (M2+)

• Be gelijkenissen met Al. Minst metallisch, amfoteer.

• Mg reageert hevig in lucht (aansteken, bevochtigen)

http://www.chem.kuleuven.be/department/vuurwerk/index.html

• Ba reageert redelijk snel met vochtige lucht, toegepast als

zuurstofvanger in vacuümbuizen.

• Reageren met water (uitz. Be, omwille van oxidelaag.)

)g(2

2

)aq(4)l(2)aq()s( H)OH(BeOH2OH2Be

Reagens Reactie met aardalkalimetaal M

Waterstof Mg of Beniet ; MHHM )s(2)g(2)s(

Zuurstof )s()g(2)s( MO2OM2

)s(2)g(2)s( BaOOBa

Stikstof )s(23)g(2)s( NMNM3

Halogenen (X2) )s(2)s,l,g(2)s( MXXM

Water Beniet ; H)OH(MOH2M )g(2)aq(2)l(2)s(

(peroxide)

(oxide)

Toepassingen p. 12

1. Be reageert niet met water. Verklaar dit vanuit de elektronenstructuur.

2. De aardalkalimetalen reageren veel gematigder met water dan de

alkalimetalen. Verklaar dit vanuit de elektronenstructuur.

3. Beryllium, aan het hoofd van groep II, vertoont gelijkenissen met zijn

diagonaal gelegen buur, aluminium. Hoe komt dit? (Tip: denk aan de

ionisatie-energie: hoe evolueert deze binnen een groep en binnen

een periode?)

4. Neem een kijkje op :

http://www.chem.kuleuven.be/department/vuurwerk/index.html

De mooiste kleuren bij vuurwerk ontstaan wanneer metalen of

anorganische zouten door de warmteontwikkeling van de explosie

licht uitzenden. De verschillende kleuren zijn afkomstig van bepaalde

atoomsoorten. Door welke verbindingen worden de kleuren rood,

oranje, geel, groen, blauw en purper veroorzaakt? Hoe zorgt men

ervoor dat de verschillende kleureffecten van één vuurpijl één voor

één te voorschijn komen?

Groep 13-elementen (p-blok)

Elektronenconfiguratie valentieschil: ns2np1

2 oxidatiegetallen: +I en +III

• Aluminium steeds +III (cov. en iongebonden)

• Gallium en indium beide, maar +III primeert

• Thallium +I meest voorkomend: inertpaareffect

[Ga]+[GaCl4]- GaCl2 is

[Tl]+[I3]- TlI3 is

Boorgroep

Bron: http://www.webelements.com en http://periodictable.com/Elements

Z Naam Sym-

bool

Molmassa

(g/mol)

Smeltpunt

(°C)

Kookpunt

(°C)

Dichtheid

(g/cm3)

Normaal

voorkomen

5 Boor B 10,81 2030 3700 2,47 bruin, niet-metaal

poeder

13 Aluminium Al 26,98 660 2350 2,70 zilverwit metaal

31 Gallium Ga 69,72 30 2070 5,91 zilverkleurig

metaal

49 Indium In 114,82 157 2050 7,29 zilverwit metaal

81 thallium Tl 204,37 304 1460 11,87 zacht metaal

Reden: de vaste fase van ieder element is anders opgebouwd

Tl heeft meeste M-karakter

Boor:

• Meest niet-metaalkarakter (semi-metaal)

• Allotroop met clusters van 12 atomen

• Vormt covalente bindingen. Hoge ladingsdichtheid

sterke polarisatie

Aluminium:

• Vlakgecenterde kubus

• Grote hydratatie-enthalpie

• Constructiemateriaal: oxidelaag beschermd

Al(H2O)63+ is een zuur kation

Beschermend oxidelaagje bij aluminium

Inertpaareffect van thallium

Ionisatie-energieën:

Hogere ionisatie-energie voor Tl en lagere

roosterenergie (groter ion)

Tl3+ minder stabiel dan Tl+

I1

(p elektron) (MJ/mol)

I2

(s elektron (MJ/mol)

I3

(s elektron) (MJ/mol)

Al 0,58 1,82 2,74

Tl 0,59 1,97 2,88

Reagens Reactie met het groep III-element (E)

zuurstof 4 E (s) + 3 O2(g) 2 E2O3(s)

stikstof 2 E(s) + N2(g) 2 EN(s) E = B, Al

halogeen 2 B(s) + 3 X2(g,l,s) 2 BX3(g)

2 E(s) + 3 X2(g,l,s) E2X6(g) E = Al, Ga, In (zie volgende dia)

2 Tl(s) + X2(g,l,s) 2 TlX(s)

water 2 Tl(s) + 2 H2O(l) 2 TlOH(aq) + H2(g) (Tl heeft meeste M-karakter)

zuur 2 E(s) + 6H+

(aq) 2E3+

(aq) + 3 H2(g) E = Al, Ga, Tl

base 2 E(s) + 2OH-(aq) + 6 H2O(l) 2 E(OH)4

-(aq) + 3 H2(g) E= Al, Ga

Dimerisatie in de gasfase

Al2Cl6 = dimeer bij lage temperatuur in gasfase

2 AlCl3 (g)

Monomeer bij hoge temperatuur in gasfase

Toepassingen p. 15

1. Vergelijk de EN-waarde van de groep III-elementen met die van de groep I-elementen. Kan je dit in verband brengen met het type binding dat de groep III-elementen vormen in verbindingen? Kan je dit in verband brengen met het type binding dat de groep I-elementen vormen in verbindingen?

2. Geef een correcte beschrijving van het inert-paareffect.

3. Elementen van groep III reageren met Cl2. Al vormt in de reactie met Cl2 AlCl3 ; Tl vormt hiermee TlCl. Hoe komt dit?

4. Schrijf de reactie van Al met HCl.

5. Schrijf de reactie van Ga met NaOH.

Groep 14-elementen (p-blok)

Elektronenconfiguratie valentieschil: ns2np2

• Niet- metaal: koolstof

• Metalloïde: silicium, germanium

• Zwak elektropositieve metalen: tin, lood

Meerdere oxidatiegetallen.

Niet-metaaleigenschappen krijgen overwicht.

Koolstofgroep

C

Si

Ge

Sn

Z Naam

voorkomen

Symbool Molmassa

(g/mol)

Smeltpunt

(°C)

Kookpunt

(°C)

Dichtheid

(g/cm3)

6 Koolstof

zwart niet-metaal

(grafiet) of

transparant niet-

metaal (diamant)

C 12,01 3370

(subl.)

1,9 tot 2,3

3,2 tot 3,5

14 Silicium

Grijs metalloïd

Si 28,09 1410 2620 2,33

32 Germanium

Grijs-wit metalloïd

Ge 72,59 937 2830 5,32

50 Tin

Wit, glanzend metaal

Sn 118,69 232 2720 7,29

82 Lood

Blauwwit, glanzend

metaal

Pb 207,19 328 1760 11,34

Reden: netwerk van covalent gebonden elementen

Allotropen van koolstof

Reagens Reactie met groep IV-elementen E

waterstof C(s) + 2 H2(g) CH4(g) en andere koolwaterstoffen

zuurstof C(s) + O2(g) CO(g) en CO2(g)

E(s) + O2(g) EO2(s) E = Si, Ge, Sn

2 Pb(s) + O2(g) 2 PbO(s)

water C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) bij verhoogde temperatuur

Si(s) + 2 H2O(g) SiO2(s) + 2 H2(g) bij verhoogde temp.

halogenen E(s) + 2 X2(s, l, g) EX4(s, l, g) E = C, Si, Ge, Sn

Pb(s) + X2(s, l, g) PbX2(s)

zuur E(s) + 2 H+(aq) E2+

(aq) + H2(g) E = Sn, Pb

base E(s) + 2 OH-(aq) + 2 H2O(l) E(OH)4

2-(aq) + H2(g) E = Sn, Pb

oxiden

+II toestand is stabieler voor Pb

oxiden van koolstof en silicium

CO2: gas

SiO2: kristallijne stof die smelt bij 1600°C en

kookt bij 2230°C

Bindingsenergie C-O is 358 kJ/mol

C=O is 805 kJ/mol

Si-O is 466 kJ/mol

Si=O is 638 kJ/mol

(zie Book of data p. 51)

O C O

Si

O

SiO

OSi

Si

O

Si

triatomisch apolair molecule

2 C=O bindingen is energetisch

gunstiger

Netwerk

4 Si-O covalent gebonden

is energetisch gunstiger

Toepassingen p. 19

1. Verklaar het hoge smeltpunt van koolstof.

2. Waarom is de +II-toestand voor tin en lood meer stabiel dan de +IV-toestand?

3. Het oxiderend vermogen van Pb(IV) is groot: de E0-waarde bedraagt 1,66 V (zie boek of data p. 116 en volgende). Verklaar dit groot oxiderend vermogen. Welke stof wordt gevormd als Pb(IV) reduceert?

4. Kan je Sn en Pb oplossen in zuur midden? En in basisch midden? Schrijf de oplosreactie(s).

5. De valentieconfiguratie van C is 2s22p2 (één elektronenpaar en 2 ongepaarde elektronen). In CH4 en CH3CH3 vormen alle C-atomen toch 4 bindingen. Verklaar dit.

Groep 15-elementen (p-blok: stikstofgroep)

Elektronenconfiguratie valentieschil: ns2np3

Meerdere oxidatiegetallen

niet-metaal tussen metaal en niet-metaal

Z naam

normale vorm

symbool molmassa

(g/mol)

smeltpunt

(°C)

kookpunt

(°C)

dichtheid

(g/cm3)

7 stikstof

kleurloos gas

N 14,01 -210 -196 -

15 fosfor

wit niet-metaal

P 30,97 44 280 1,82

33 arseen

grijs metalloïde

As 74,92 613

sublimeert

- 5,78

51 antimoon

blauwwit

metalloïde

Sb 121,75 631 1750 6,69

83 bismut

witroze metaal

Bi 208,98 271 1650 8,90

Ts stijgt naar onder toe: typisch voor niet-metalen Ts daalt naar onder toe: typisch voor metalen

reagens reactie met groep V-element E

waterstof 2 E(s,g) + 3 H2(g) 2 EH3(g) E = N, P

zuurstof N2(g) + x O2(g) 2 NOx

P4(s) + (3 of 5) O2(g) P4O6(s) of P4O10(s)

4 As(s) + 3 O2(g) As4O6(s)

4 E(s) + 3 O2(g) 2 E2O3 E = Sb, Bi

water geen reactie

Halogenen 2 E(s) + 3 X2(s, l, g) 2 EX3(s, l) E = P, As, Sb, Bi

2 E(s) + 5 X2(s, l, g) 2 EX5(s) E = P, As, Sb

OG(P) = +III of +V

OG(As) = +III

OG(Sb,Bi) = +III

OG = +III

OG = +V

Meest voorkomende kristalvorm van P2O5 is P4O10

As4O10 is kristalvorm van As2O5

As4O6 is kristalvorm van As2O3

Afwijkend karakter van stikstof

• Klein atoom

• Geen d-orbitalen

• Sterk elektronegatief

• N2 zeer stabiel: sterke p-p-overlap

• Alleen NCl3 (wel PCl3 en PCl5)

• Verschillende binding in NF3O en PF3O

• Polariteit van NCl3 ≠ PCl3

• NH3 basisch, PH3 neutraal

Toepassingen p. 22

1. Waarom geleiden stikstof en fosfor geen van beide de elektrische stroom?

2. Geef enkele zure oxiden van stikstof en fosfor.

3. Het smeltpunt van metalen neemt af naar onder toe in de groep. Het smeltpunt van niet-metalen stijgt naar onder toe in de groep. Verklaar dit.

4. P4 heeft een tetraëdrische ruimtelijke structuur. Verwacht je dat deze stof oplosbaar is in water? En in CS2?

5. In PF3 bereikt P de octetstructuur ; in PF5 overschrijdt P de octetstructuur. Waarom kan P meer dan 8 elektronen rond zich hebben? Vergelijk ook de polariteit van PF3 en PF5.

6. Teken de lewisstructuren van NF3O en PF3O (N, respectievelijk P staan centraal in de structuur). Je zal merken dat, ondanks hun analoge formule, de atomen toch verschillend gebonden zijn!

Groep 16-elementen (p-blok: zuurstofgroep)

Elektronenconfiguratie valentieschil: ns2np4

Even oxidatiegetallen tussen –II en +VI

niet-metalen metalloïde

Weerstand seleen: 1016 mW.cm

telluur: 106 mW.cm

polonium: 43 mW.cm

Z Naam

voorkomen

Symbool Molmassa

(g/mol)

Smeltpunt

(°C)

Kookpunt

(°C)

Dichtheid

(g/cm3)

8 zuurstof

kleurloos,

paramagnetisch

gas (O2)

blauw gas (ozon, O3)

O 16,00 -218

-192

-183

-111

1,43.10-3

bij 0°C

2,14.10-3

bij 0°C

16 zwavel

geel niet-metaal,

vaste stof (S8)

S 32,06 115 445 2,09

34 seleen

grijs niet-metaal,

vaste stof

Se 78,96 220 685 4,81

52 telluur

zilverwit metalloïde

Te 127,60 450 990 6,25

84 polonium

grijs metalloïde

Po 210 254 960 9,40

Afwijkend karakter van zuurstof

• Klein atoom

• Geen d-orbitalen

• Sterk elektronegatief

• Sterke P-bindingen: sterke p-p-overlap

• Reactieve -O-O-binding (vb. H2O2)

• OF2 enige fluorverbinding

(S vormt meerdere fluorverbindingen, vb. SF4, SF6)

Molecuulorbitaalstructuur van O2

Paramagnetisch zuurstof

Diamagnetisch zuurstof Vorm 1 Vorm 2

+ 95 kJ/mol + 158 kJ/mol

Paramagnetisch O2

Diamagnetisch O2

Diamagnetisch O2

Toepassingen p. 24

1. Hoe verklaar je het hoger kook- en smeltpunt van O3 t.o.v. O2?

2. Geef een verbinding waarin S een oxidatiegetal van +VI heeft. Idem voor OG +IV, +II en –II. (Raadpleeg Book of data.)

3. Waarom bestaat er geen verbinding met S in de +I of –I toestand (oneven oxidatiegetal)?

4. SF6 bestaat wel ; OF6 bestaat niet. Verklaar dit.

5. S8 is een cluster van 8 S-atomen. O8 bestaat niet. Verklaar dit.

Groep 17-elementen (p-blok: halogenen)

Elektronenconfiguratie valentieschil: ns2np5

Meest reactieve niet-metalen

Reactiviteit hoogst boven in groep

Hoge elektronenaffiniteit

Komen in elementaire toestand diatomisch voor (bereiken van octetstructuur)

Worden bereid door oxidatie van de halogeniden (zie labo chemische basisvaardigheden)

Z Naam

voorkomen

Symbool Molmassa

(g/mol)

Smeltpunt

(°C)

Kookpunt

(°C)

Dichtheid

(g/cm3)

9 fluor

bijna kleurloos gas

F 19,00 -220 -188 1,70.10-3

bij 0°C

17 chloor

geelgroen gas

Cl 35,45 -101 -34 3,21.10-3

bij 0°C

35 broom

roodbruine vloeistof

Br 79,91 -7 59 3,12

53 jood

purper zwart niet-

metaal

vaste stof

I 126,90 114 184 4,95

85 astaat

niet-metaal vaste

stof

radioactief

At 210 300 350 -

= meest reactief

= minst reactief

Afwijkend karakter van fluor

• Klein atoom

• Geen d-orbitalen

• Sterkst elektronegatief element

• In alle verbindingen oxidatiegetal -I

• Induceert hoge oxidatiegetallen (IF7: OG(I) = +VII)

• Kleine ionstraal. Hoge roosterenergieën, slechte

oplosbaarheid.

• Lage polariseerbaarheid (AlF3 is iongebonden)

• Zwakke Londonkrachten (vluchtige verbindingen)

• Sterke H-bruggen in HF (minder vluchtig dan HCl)

Toepassingen p. 27

1. Waarom neemt de elektronegativiteit af naar onder toe in de groep van de halogenen?

2. Vergelijk de roosterenergie van LiF met die van LiCl (zie Book of data: “lattice energy” p. 115). Vergelijk ook de oplosbaarheden van deze stoffen (zie Book of data). Is er een verband met de roosterenergieën?

3. Vergelijk in AlF3, AlBr3 en AlCl3 de binding tussen Al en het halogeen. Hoe kan je verschillen verklaren?

4. Vergelijk de smeltpunten van SF4 en SCl4. Hoe verklaar je het verschil?

Groep 18-elementen (p-blok: edelgassen)

Elektronenconfiguratie valentieschil: ns2np6

Weinig reactiviteit, Xe vormt wel verbindingen

Komen mono-atomisch voor in atmosfeer

edelgas

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

volumefractie in atmosfeer

0,00052

0,0015

0,93

0,00011

0,0000087

sporen

Z Naam

voorkomen

Symbool Molmassa

(g/mol)

Smeltpunt

(°C)

Kookpunt

(°C)

2 helium He 4,00 - -269

(4,2 K)

10 neon

Ne 20,18 -249 -246

18 argon Ar 39,95 -189 -186

36 krypton Kr 83,80 -157 -153

54 xenon Xe 131,30 -112 -108

86 radon Rn 222 -71 -62

D-blok-elementen (transitiemetalen)

Elektronenconfiguratie: d-orbitalen worden gevuld

Alle metalen (vele toepassingen)

Meestal zilverwitte kleur

uitz. Au, Cu

Meestal hoog smelt- en kookpunt

uitz. Hg

Vaak paramagnetisme (ongepaarde e-)

Ferromagnetisme (Fe, Co, Ni) o.i.v. sterk magneetveld

Trends in chemische eigenschappen

Vormen van complexen

vb. Cu(NH3)42+ tetraminekoper(II)ion

vb. Fe(CN)63- hexacyanoferraat(III)ion

Gebruik als katalysator

Gebruik als oxidator

M met hoog OG ; vb. MnO4-

Gebruik als reductor

M met laag OG ; vb. Fe2+

Metaaloxides meestal basisch

Toepassingen p. 31

1. Bestudeer de atoomstraal van de d-blok elementen in periode 4 (van Sc tot Zn). Hoe kan je de evolutie verklaren?

2. Bestudeer de ionisatie-energie van de d-blok elementen in periode 4 (van Sc tot Zn). Hoe kan je de evolutie verklaren?

3. Zoek de atoomstraal op van Ag en Cd, transitiemetalen van periode 5. Verklaar het verschil in atoomstraal.

4. Controleer voor enkele transitiemetalen het para/diamagnetisch karakter: Mn, Co, Au, Hg, Zr. Gebruik eventueel de elektronendiagrammethode.

5. Toon met een reactie aan dat CrO een basisch oxide is en dat CrO3 een zuur oxide is.

Complexen van de d-blok elementen

• d-blokmetaal = lewiszuur = elektronpaaracceptor

• + lewisbasen = elektronpaardonor

• Vb. Fe(CN)64-

Bestaande uit Fe2+ en

6 liganden CN-

Lading = +2 + 6(-1) = -4

complex

Typen complexen

a) een octaëdrisch complex met 6 liganden b) een tetraëdrisch complex c) een vlak vierhoekig complex

Complexen met EDTA

EDTA = ethyleendiaminetetraazijnzuur + Ca2+

1 ligand bindt 6 x aan het metaalion! = polydendaat ligand

Dit soort van complex = chelaat

Naamgeving bij complexen

• Regels: zie cursustekst

• Vbn.:

–pentaquachloroijzer(II)ion: FeCl(H2O)5+

– tetraminedichlorochroom(III)ion: CrCl2(NH3)4

+

–hexacyanoferraat(II)ion: Fe(CN)64-

– tetracyanonikkelaat(II)ion: Ni(CN)42-

– tetraminedihydroxochroom(III)bromide: Cr(OH)2(NH3)4Br

Toepassingen p. 35

Geef de naam van de volgende complexen:

[PtCl6]2-

[AlF6]3-

[Au(CN)2]-

[Cd(NH3)4]2+

Fe(CN)63-

[Cr(H2O)6]3+

[Zn(OH)4]2-

[HgI4]2-

[Ag(S2O3)2]3-

[HgS2]2-