Structuur en eigenschappen van de materie · welbepaalde golflengte en wijst op de terugkeer van...

Chemie Interactief – Structuur en eigenschappen van de materie

Leo Bergmans – Julien Van paemel

Dit leerboek mag gekopieerd worden voor de leerlingen indien de school in het bezit is van een schoollicentie. Die schoollicentie geeft ook een schooljaar lang toegang tot de ondersteunende site Chemie Interactief, ook voor de leerlingen.

http://www.kvcv.be/ci

http://www.kvcv.be/ci

Legende

Herhaling

Leestekst

Verdiepingsleerstof

Uitbreidingsleerstof

Oefening

Experiment

Hoofdstuk 1 – Atoommodellen 5

1 Atoommodellen

1 Historische evolutie van het atoommodel

Democritus (400 v.C.) Alle materie is opgebouwd uit zeer kleine niet meer verder te splitsen deeltjes, vandaar de naam atoom.

Grieks: ’ (onsplitsbaar); ’ (niet meer te snijden); ’ (ondeelbaar). John Dalton (1808) Naar aanleiding van de wetten van Lavoisier, Proust en Dalton zelf, grijpt Dalton terug naar het atoom. Zijn theorie luidt als volgt:

Alle materie is opgebouwd uit massieve niet meer te delen bollen, de atomen. De atomen van de verschillende elementensoorten (toen 36) onderscheiden zich van elkaar door verschillende straal en massa. Atomen van verschillende elementen kunnen zich in eenvoudige verhoudingen met elkaar binden tot bouwstenen van nieuwe stoffen. Wanneer zulke verbindingen worden ontbonden, vinden we de dezelfde atomaire bouwstenen terug.

Kritiek op het Dalton model Veel tijdgenoten van Dalton weigeren dit atoommodel te aanvaarden. De reden was o.a. dat men het atoom niet kan zien, typisch voor de overgang van de zintuiglijke naar de supra- en infrazintuiglijke wetenschap. Het model geeft echter geen verklaring voor: bindingssterkten aantal bindingen welke een atoom met een ander atoom aanging geleidingsvermogen van elektrolytoplossingen elektrolyseproeven van Faraday galvanische elementen

Dmitri Mendelejev (1869) In 1869 publiceert Mendelejev een tabel waarbij de elementen met analoge eigenschappen gegroepeerd worden. Dat doet het vermoeden rijzen dat in de gegroepeerde atomen één of meer gelijke delen zitten, waaruit volgt dat een atoom deelbaar zou zijn. De ontdekking van elektronen en protonen (1870-1897) Tengevolge van proeven met kathodestraalbuizen door Geissler, Goldstein en Crookes worden achtereenvolgens de elektronen en de protonen ontdekt. In 1879 toont Crookes duidelijk aan dat kathodestralen niets anders zijn dan een stroom negatief geladen deeltjes die zich van de kathode naar de anode bewegen. Stoney noemt ze in 1891 elektronen naar het Griekse elektron (barnsteen), een steen die papiersnippers aantrekt wanneer hij eerst met een lap stof is gewreven. Na de ontdekking van de elektronen verwacht men ook positieve atoomdelen te ontdekken. Dat gebeurt dan ook in 1886 als Goldstein de straling onderzoekt die door kanaaltjes, geboord in de kathode, komt. Deze straling blijkt zich van de anode naar de kathode te bewegen, in tegengestelde richting van de kathodestralen. Onderzoek van deze uit positieve ionen bestaande straling leidt tot de ontdekking van het proton.

Afb. 1 – Democritus

Afb. 2 – Antoine Lavoisier

Afb. 3 – John Dalton

Afb. 4 – Dmitri Mendelejev

Afb. 5 - Kathodestraalbuis

Afb. 6 – Joseph J. Thomson

6 Hoofdstuk 1 – Atoommodellen

J.J. Thomson "...we have in the cathode rays matter in a new state, a state in which the subdivision of matter is carried very much farther than in the ordinary gaseous state: a state in which all matter-that is, matter derived from different sources such as hydrogen, oxygen, etc.-is of one and the same kind; this matter being the substance from which the chemical elements are built up." (J.J. Thomson (1897). "Cathode Rays," Philosophical Magazine 44, 295.)

Joseph J. Thomson ( 1900) Een atoom bestaat uit een massieve bol positief geladen materie (protonenmassa), waarin negatief geladen deeltjes zitten (elektronen). Vandaar de populaire uitdrukkingen zoals het watermeloenmodel, het krentenbroodmodel, het plumpuddingmodel.

Ernest Rutherford (1911) - Kernontdekking In 1896 ontdekt de Franse natuurkundige Becquerel een nieuw soort straling die uitging van uraniumertsen. In 1898 zonderen Pierre en Marie Curie uit het uraniumerts (pekblende) twee nieuwe elementen af n.l. polonium en radium, die duizenden malen sterker stralen dan het pekblende. Het nieuwe verschijnsel krijgt

de naam radioactiviteit. De uitgestuurde straling blijkt van drieërlei aard: -, - en

-straling (zie verder). Rutherford ziet in het beschieten van een dun (0,0004 cm) goudblaadje de mogelijkheid de kennis van het atoom uit te breiden of de bevestiging te krijgen van het bestaande model van Thomson.

Rutherford meent dat zijn afgeschoten projectielen (-deeltjes) op de massieve metaalatomen zullen terugkaatsen. Bij de proefnemingen blijkt dat op honderdduizend projectielen er slechts 1 tot 5 wordt teruggekaatst. De rest vliegt er recht door of wordt afgebogen (Afb. 11). Dit leidt tot een nieuw model.

De kern (diameter slechts het 1/100 000 van die van het gehele atoom), bijna alle massa bevattend, bevindt zich in het centrum en bevat de massarijke protonen. De elektronenmantel is een grote ijle ruimte met daarin op alle mogelijke banen rond de kern bewegende elektronen. De draaiende beweging was nodig opdat anders de elektronen op de kern zouden vallen.

Kritiek op het Rutherford-model Met wat toen bekend was in verband met bewegende elektrische ladingen (en dat zijn de elektronen die rond de kern bewegen), kan het Rutherford-atoom niet lang bestaan. Immers, bewegende elektrische ladingen sturen straling uit, wat energieverlies betekent. Zo moet het zich rond de kern bewegende elektron steeds op banen met kleinere straal bewegen en uiteindelijk toch spiraalvormig naar de kern gaan. Een voldoende reden dus om verder te zoeken.

Niels Bohr (1913)

Wat we moeten weten over golven Zie Afbeelding 12.

Wanneer het gaat om elektromagnetische straling dan is de

voortbewegingssnelheid (c) gelijk aan 3.108 m/s.

Afb. 7 - Plumpuddingmodel

Afb. 8 – Henri Becquerel

Afb. 9 – Pierre en Marie Curie

Afb. 10 – Ernest Rutherford

Afb. 12 – Amplitude en golflengte

Afb. 13 – Niels Bohr

Afb. 11 – Experiment van Rutherford


De golven hebben een golflengte () en een frequentie (f). Met frequentie wordt bedoeld het aantal golflengtes dat per seconde doorlopen wordt. Hoe energierijker de straling, hoe kleiner de golflengte en hoe hoger de frequentie.

Immers c

f . Daar c een constante waarde heeft, zal, naarmate de

frequentie stijgt, de golflengte dalen en vice-versa. Bohr maakt voor het uitbrengen van zijn model gebruik van de volgende toen bekende feiten. Maxwell toont aan dat wanneer een elektrische lading overgaat van een hogere (E2) naar een lagere energietoestand (E1), dit steeds gebeurt door uitsturen van straling. De golflengte hangt af van de uitgestraalde hoeveelheid energie. Planck formuleert in 1900 zijn bekende kwantumtheorie. Hierbij vat hij de stralingsenergie op als bestaande uit niet meer te delen pakketjes of kwanta. De grootte van zo een energiepakketje is functie van de frequentie

van de straling en wordt gegeven door de uitdrukking E = hf (h =

constante van Planck = 6,62.10−34

Js en f = frequentie van de

elektromagnetische straling). Sinds de onderzoekingen van Kirchoff en Bunsen beschikt men ook over spectra. Deze spectra kunnen lijnen bevatten (lijnenspectra) overeenkomend met bepaalde golflengten (frequenties) overeenkomend met welbepaalde energie-overgangen Uit wat vooraf gaat leren we dat de energie-inhoud van het atoom afhankelijk is van de plaats van het elektron. Bij het toedienen van energie aan de atomen verkrijgt men spectra die een telbaar aantal lijntjes bevatten. Ieder lijntje komt overeen met een welbepaalde golflengte en wijst op de terugkeer van het elektron naar een welbepaalde plaats. Dus zijn voor de elektronen, in tegenstelling tot de Rutherford-theorie, niet alle plaatsen rond de kern mogelijk. Vermits in het atoom iedere plaats van een elektron rond de kern overeenkomt met een bepaalde energie-inhoud van het systeem kern-elektron, zijn dus niet alle energietoestanden voor het atoom mogelijk en dat bevestigt de kwantumenergie-opvatting van Planck. Dat alles in overweging nemend, brengt Niels Bohr in 1913 zijn atoommodel uit dat steunde op twee postulaten.

Afb. 14 – James Maxwell

Afb. 15 – Max Planck

Afb. 16 – Gustav Kirchhoff

Afb. 17 – Robert Bunsen


De elektronen kunnen zich overeenkomstig de kwantumtheorie slechts op bepaalde banen bevinden (kwantumbanen) waar ze geen energie uitstralen.

Afb. 17 – Energieniveaus in het atoom

Wanneer een elektron overgaat van een hogere naar een lagere energietoestand gebeurt dit door het uitzenden van straling met een golflengte en een frequentie overeenkomstig de energie van de uitgestuurde straling.

Afb. 18 – Straling uitgezonden door een atoom

Op deze wijze kunnen we begrijpen hoe de verschillende soorten elektro-magnetische stralingen kunnen ontstaan.

Beschrijving van het Bohr model

Men onderscheidt in het Bohr-model 7 schillen of hoofdenergieniveaus. Ze krijgen een letter en een schilnummer en vanaf de kern naar buiten geeft dat:

Schil K L M N O P Q

Nummer (n) 1 2 3 4 5 6 7

Het maximaal aantal elektronen dat per schil kan aanwezig zijn bedraagt

2n2.

Dat betekent concreet het volgende:

op de eerste schil (n=1) maximum 212 = 2 elektronen

op de tweede schil (n=2) maximum 222 = 8 elektronen

op de derde schil (n=3) maximum 232 = 18 elektronen

op de vierde schil (n=4) maximum 242 = 32 elektronen

Op de volgende schillen komen er niet meer dan 32 elektronen voor.


Bij de verdeling van de elektronen over de schillen (elektronenconfiguratie) moet men de volgende regels in acht nemen.

De elektronen zitten liefst zo dicht mogelijk tegen de kern (laagste energie-inhoud voor het atoom). De schillen worden dus opgevuld van binnen naar buiten. Op de buitenste schil mogen nooit meer dan acht elektronen en op de voorlaatste schil nooit meer dan achttien elektronen voorkomen. De opvulling tot het maximum gebeurt dan later. (Aufbauschema: zie elektronenconfiguratie) De elektronenconfiguratie kan ook uit het periodiek systeem worden afgelezen. Vaak volstaat de voorstelling waarbij enkel de elektronen van de buitenste schil worden weergegeven.

Op basis van deze regels kunnen we voor de eerste twintig elementen de elektronenconfiguratie schrijven zoals weergegeven in de onderstaande tabel.

1 H

2 He

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

19 K

20 Ca

K 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

L 1 2 3 4 5 6 7 8 8 8 8 8 8 8 8 8 8 8

M 1 2 3 4 5 6 7 8 8 8

N 1 2

Voor het natriumatoom bijvoorbeeld levert dit volgend model: Afb. 19.

Kritiek op het Bohr-model Bewegende elektrische ladingen. Planetenmodel laat plaats voor een schijfvormig atoom. Planetenmodel leidt niet tot een fysisch zinvolle verklaring van de atoombinding.

Sommerfeld (1916) Sommerfeld haalt uit de splitsing van de spectraallijnen de informatie dat er naast de cirkelvormige banen ook ellipsvormige banen moeten aanwezig zijn.

Golfmechanisch model (1924) Op grond van het feit dat elektronenbundels eigenschappen van het licht vertoonden, meent de Broglie dat uiterst kleine bewegende deeltjes een golfkarakter moeten vertonen. Zijn vermoedens werden bevestigd o.a. door het dubbelspleetexperiment. Bij dit experiment wordt een elektronenbundel afgevuurd naar een metalen plaat waarin zich twee spleten bevinden. Wanneer enkel de linkerspleet wordt geopend voor de elektronen krijgen we het volgende resultaat: Afb. 23.a.

Afb. 19 - Natriumatoom

Afb. 20 - Sommerfeldmodel

Afb. 21 – Louis-Victor de Broglie


Wanneer enkel de rechterspleet geopend is, ziet het beeld er zo uit: Afb. 23.b. Als beide spleten geopend zijn verwachten we het volgende resultaat: Afb. 23.c. En dit is wat we verkrijgen: Afb. 23.d. Trouwens voert men de proef uit met licht waarvan men het interferentie-verschijnsel heeft bestudeerd, dan bekomt men iets analoogs. De elektronen vormen een driedimensionaal golfverschijnsel rond de kern. Voor de beschrijving van dit driedimensionaal golfverschijnsel heeft men beroep gedaan op de golfmechanica. Dit heeft geleid tot de beroemde schrödinger-vergelijking die het verloop weergeeft van de amplitude (psi) van de golfbeweging in functie van de energie van het atoom.

Het onzekerheidsprincipe van Heisenberg Zonder gebruik te maken van de mathematische verwerking van dit principe kunnen we een idee krijgen over de onzekerheid die heerst omtrent de kennis van de exacte plaats en de exacte snelheid van de elektronen rond de kern door het volgende te beschouwen: In de microkosmos verstoort iedere waarneming aan een stelsel dit stelsel. Door een actie te ondernemen die ons in staat stelt een aspect van het elektron nauwkeurig te beschrijven, verstoren we het systeem en zal de waarneming van een ander aspect minder nauwkeurig zijn. Vanaf het uitbrengen van Heisenberg’s principe ontstaat de notie probabiliteit of waarschijnlijkheid. Men zal nog enkel spreken over de waarschijnlijkheid het elektron ergens rond de kern aan te treffen overeenkomend met een bepaalde energieinhoud van het systeem kern-elektron.

Plaats- en richtingsafhankelijke waarschijnlijkheidsverdelingen

De zeer complexe schrödingervergelijking heeft naast de variabelen x, y en z ook drie parameters n, l en ml -kwantumgetallen genoemd (bespreking

volgt) die aan bepaalde voorwaarden moeten voldoen wil deze vergelijking fysisch zinvolle oplossingen krijgen. Deze fysisch zinvolle oplossingen geven ons een beeld van de aantrefkansen van de elektronen rond de kern.

Strikt genomen is een orbitale een wiskundige functie waarmee het mogelijk is de aantrefkans te berekenen van de elektronen in de ruimte rond de kern. Maar iedere grafische voorstelling die informatie verschaft over de aantrefkans van de elektronen rond de kern zullen wij ook orbitalen noemen.

Afb. 24 – Werner Heisenberg

Afb. 22 - Dubbelspleetexperiment

Afb. 23 – Resultaten dubbelspleetexperiment

Afb. 25 – Erwin Schrödinger


Kwantummechanisch atoommodel

Volgens het eerste atoommodel van Bohr bewegen de elektronen met grote snelheden rond de kern. Bovendien hebben die elektronen bepaalde energieën. Met andere woorden, zij zijn verdeeld over een aantal schillen of hoofdenergieniveaus volgens welbepaalde regels. Er zijn 7 hoofdenergieniveaus of schillen (K, L, M, ..., Q) die genummerd worden van 1 tot 7. Dit nummer wordt het hoofdkwantumgetal n

genoemd. (Afb. 26)

Hoofdkwantumgetal n

n = 1 , 2 , 3 , … , 7

Het hoofdkwantumgetal n zegt iets over de afstand tussen de kern en het

elektron. Bij de coulombse aantrekkingskracht speelt de afstand van het elektron tot de kern de belangrijkste rol voor wat de energie-inhoud van het systeem betreft. Vandaar de benaming hoofdkwantumgetal. Deze hoofdniveaus, uitgezonderd het eerste, bevatten een aantal subniveaus waarvan de energieën lichtjes verschillen. (Afb. 26) Het nummer van het subniveau wordt het nevenkwantumgetal l genoemd

en dat kan alle gehele waarden tussen 0 en (n-1) hebben.

Nevenkwantumgetal l

l = 0 , 1 , 2 , … , (n-1)

In onderstaand schema vind je een overzicht van de verschillende hoofd- en subniveaus.

Hoofdniveau Aantal subniveaus Naam Nevenkwantumgetal

l 1 K 1 1s 0 2 L 2 2s

2p 0 1

3 M 3 3s 3p 3d

0 1 2

4 N 4 4s 4p 4d 4f

0 1 2 3

5 O 5 5s 5p 5d 5f

0 1 2 3 4

6 P 6 6s 6p 6d 6f

0 1 2 3 4 5

7 Q 7 7s 7p 7d 7f

0 1 2 3 4 5 6

Tabel 1 – Hoofd- en subniveaus

Uit spectroscopisch onderzoek blijkt verder dat in elk subniveau de elektronen een bepaald aantal banen ter beschikking hebben. Dit aantal

Afb. 26 – Hoofd- en subniveaus


hangt af van het nevenkwantumgetal van het subniveau en de banen worden genummerd van -l tot +l. Dit nummer noemt men het magnetisch

kwantumgetal ml.

Magnetisch kwantumgetal ml

ml = -l , … , 0 , … , +l

Subniveau Aantal banen s 1 p 3 d 5 f 7

Uit de doubletstructuur van de spectraallijnen leidt men af dat in elke baan maximaal twee elektronen kunnen bewegen. Die twee elektronen voeren een tegengestelde spinbeweging uit en krijgen een nummer (+ ½ of - ½) dat

men het spinkwantumgetal ms noemt.

Spinkwantumgetal ms

ms = + ½ of - ½

Door die tollende bewegingen rond hun eigen as ontstaan namelijk zeer zwakke magneetveldjes die tegengesteld gericht zijn. De pijltjes geven aan hoe een kurkentrekker zich verplaatst als de handgreep draait in dezelfde zin als het elektron. Tegengestelde pijltjes (tegengestelde magneetveldjes) trekken elkaar aan en daardoor stoten die elektronen (met tegengestelde spin) elkaar minder af. Die pijltjes worden later ook gebruikt om elektronen voor te stellen.

Samengevat

De elektronen zijn verdeeld over een aantal hoofdenergieniveaus die in energie verschillen (schillen): K, L , M , N , ... In elk hoofdenergieniveau zijn er een aantal subniveaus die in energie verschillen: s , p , d , f. In elk subniveau zijn er een aantal banen. In elke baan kunnen maximaal twee elektronen.

Afb. 27 – Spin van de

elektronen


Afb. 28 – Hoofdniveaus – subniveaus - banen

Elektronenconfiguratie

De elektronen zijn volgens een bepaald stramien verdeeld over de verschillende niveaus en banen. Hierbij moet slechts één regel in acht genomen worden: regel van de minimale energie.

Dit betekent:

Er zijn geen elektronen aanwezig in een bepaald subniveau als niet alle voorgaande subniveaus opgevuld zijn. In een bepaald subniveau wordt eerst één elektron in elke baan geplaatst (de verschillende banen hebben immers dezelfde energie) alvorens elektronenparen te vormen (twee elektronen in dezelfde baan plaatsen vergt energie): regel van de maximale multipliciteit. (Regel van Hund) De twee elektronen in een zelfde baan hebben een tegengestelde spin. (Pauli-verbod: In een zelfde atoom komen geen twee elektronen voor met vier gelijke kwantumgetallen. Dat heeft voor gevolg dat in een orbitaal maximaal twee elektronen met tegengestelde spin kunnen voorkomen.)

Dit levert volgende elektronenconfiguraties op:

1H 1s1

2He 1s2

3Li 1s2 2s1

4Be 1s2 2s2

5B 1s2 2s2 2p1

6C 1s2 2s2 2p2

7N 1s2 2s2 2p3

8O 1s2 2s2 2p4

9F 1s2 2s2 2p5

10Ne 1s2 2s

2 2p

6

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1

12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2

Afb. 29 – Friedrich Hund

Afb. 30 – Wolfgang Pauli


13Al 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

1

14Si 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

2

15P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

16S 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

4

17Cl 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

5

18Ar 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6

19K 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

1

20Ca 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2

21Sc 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 3d

1 4s

2

De subniveaus worden in volgende volgorde opgevuld: Afb. 31.

Enkele elementen hebben een afwijkende configuratie, o.a.:

24Cr 1s2 2s

22p

6 3s

2 3p

6 3d

5 4s1 i.p.v. 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 3d

4 4s

2

29Cu 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 3d

10 4s1 i.p.v. 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 3d

9 4s

2

Deze afwijkende configuratie wordt verklaard door aan te nemen dat halfgevulde en volledig gevulde subniveau extra stabiel zijn: zie Afb. 32.

Het zijn de elektronen, of beter, de elektronenverdelingen van de buitenste schil die de chemische eigenschappen van een atoom bepalen. Onder buitenste schil verstaan we de verzameling van subniveaus met hoogste hoofdkwantumgetal.

De aantrefkans van de elektronen rond de kern kunnen we met een bepaalde vorm voorstellen. Deze vormen verschillen in afmetingen naargelang de waarde van n.

s-orbitalen hebben een bolvorm, p-orbitalen hebben de vorm van een halter of zandloper. Hoe groter het hoofdkwantumgetal, hoe uitgestrekter de orbitale. (Afb. 33)

Op die manier krijgen de atomen een ruimtevormelijk karakter en krijgen we meer inzicht omtrent de ruimtelijke structuren van atomen en moleculen.

Voorbeeld

34Se 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4

Afb. 34

Afb. 33 – s- en p- orbitalen

Afb. 31 – Energievolgorde van de subniveaus (aufbau-

schema)

Afb. 32 – Volledig en halfgevulde subniveaus zijn stabieler


2. Algemene structuur van het atoom

Ontdekking van de neutronen

Men weet dat de massa van het atoom zich praktisch geheel in de kern van het atoom bevond. Dus verwacht men dat de massa van het atoom recht evenredig met het aantal protonen moet toenemen. Dit blijkt niet het geval. Daardoor veronderstelt men dat er nog andere niet-geladen massadeeltjes in het atoom moeten voorkomen. Men noemt deze deeltjes neutronen. In 1932 kondigt Chadwick aan dat hij het bestaan van neutronen experimenteel kon aantonen.

Kern of nucleus

Diameter kern = 1/100 000 diameter atoom In de kern van het atoom zijn ook ongeladen deeltjes aanwezig: neutronen. De kern bevat de nucleonen of kerndeeltjes die met zeer sterke bindende krachten (kernkrachten) worden samengehouden. (Denk hierbij aan de enorme hoeveelheid energie die vrijkomt bij kernfusie in de sterren.) De kern bevat nagenoeg alle massa van het atoom. De neutronen in de kern zorgen ervoor dat de sterke afstotende krachten tussen de protonen worden afgezwakt, zodat de kern niet uiteenspat.

Elementaire deeltjes

Alle atomen zijn opgebouwd uit dezelfde elementaire deeltjes: protonen, neutronen en elektronen. Enkele de aantallen verschillen.

Naam Locatie Symbool Aantal Relatieve

massa Relatieve

lading

proton kern 11p Z 1,007 276 1+

neutron kern 10n A – Z 1,008 665 0

elektron wolk -10e Z 0,000 549 1−

t.o.v. de atoommassa-

eenheid

-27

(kg)

1,66 10 kg

m

t.o.v. de elementaire

lading

-19

(C)=

1,6 10 C

Q

Tabel 2 – Elementaire deeltjes

Het atoomnummer Z (rangnummer, protonengetal, plaatsnummer) kan afgelezen worden in het periodiek systeem. Merk op dat het aantal (negatieve) elektronen in de elektronenwolk gelijk is aan het aantal (positieve) protonen in de kern: atomen hebben namelijk geen lading, het zijn neutrale deeltjes. De kerndeeltjes (protonen en neutronen) noemt men ook nucleonen. Het massagetal A (nucleonengetal) geeft het aantal nucleonen (protonen + neutronen) weer. Het verschil A – Z geeft het aantal neutronen in de kern. Dit massagetal vinden we niet terug in het PS. Het is verschillend voor de verschillende isotope nucliden van het element.

Afb. 35 – James Chadwick

Afb. 36 - -deeltjes stoten ongeladen deeltjes (neutronen) uit het beryllium. Die neutronen zorgen ervoor dat er protonen vrijkomen uit de paraffine. Die protonen worden op hun beurt gedetecteerd door

flitsjes op de fluorescerende plaat.

Afb. 37 – Kern en elektronenmantel

Afb. 38 – Gegevens in het Periodiek Systeem


Isotope nucliden

Nucliden zijn atoomsoorten met een welbepaald aantal protonen en neutronen. Gaat het om nucliden van eenzelfde elementensoort dan kan men de term isotopen gebruiken. De term isotoop is van Griekse oorsprong

en betekent gelijke plaats ( = gelijk ; = plaats). Dus atomen met dezelfde plaats in het PS of atomen met eenzelfde Z en een verschillende A. Enkele voorbeelden: Afb. 41 Vermits het de elektronenmantel is die de chemische eigenschappen van de atomen bepaalt, vertonen alle isotopen van een zelfde elementensoort eenzelfde chemisch gedrag.

Een bijzondere betekenis heeft het nuclide 126C . Het twaalfde deel van de

massa van dit nuclide wordt nu als atoommassaeenheid gebruikt.

12C 276

121 u (ame,amu) 1,66 10 kg

m

Radionucliden We onderscheiden stabiele nucliden en radionucliden. Deze radionucliden kunnen bovendien nog opgesplitst worden in natuurlijke en kunstmatige. De straling door de kern van deze radioactieve nucliden uitgezonden kan van drieërlei aard zijn.

-straling bestaat uit heliumkernen 4 2He2

. Door hun energie en hun relatief grote

massa zijn deze deeltjes zeer ioniserend, maar weinig doordringend. Door enkele velletjes papier of door een luchtlaag van enkele cm dik worden ze reeds volledig geadsorbeerd. 210 206 4

Po Pb He84 82 2

-straling bestaat uit elektronen afkomstig uit de kern door omzetting van een neutron in een proton en een elektron. Door hun geringe massa zijn deze deeltjes moeilijker tegen te houden. Er is reeds een blaadje aluminium van enkele millimeter dikte nodig. Door hun geringe massa zijn ze ook minder ioniserend. 35 35 0

S Cl e16 17 -1

-straling bestaat uit ongeladen deeltjes (fotonen), die noch door een magnetisch,

noch door een elektrisch veld worden afgebogen. M.a.w. de -straling is een EMS (elektromagnetische straling), zoals het zichtbare licht, uv-straling e.a., maar met zeer kleine golflengte en dus zeer energierijk. Deze straling wordt slechts tegengehouden door een blok lood van enkele centimeter dikte. Anderzijds is deze straling weinig ioniserend en dus geschikt voor medische toepassingen: minder weefselbeschadiging. 224 * 224

88 88Ra Ra γ

Berekening van de atoommassa van een element

Voor het berekenen van de atoommassa van een element wordt rekening gehouden met de massa’s van alle isotopen die van dat element in de natuur voorkomen en met de frequentie waarmee ze voorkomen. Van het element chloor komen in de natuur volgende isotopen voor 3517Cl voor 75,4 % en 37

17Cl voor 24,6 %

wat leidt tot de volgende relatieve atoommassa voor het element chloor

r35 75,4 37 24,6

(Cl) 35,45100

A

Afb. 39 – Isotope nucliden

Afb. 40 – Voorbeelden van isotope nucliden

Afb. 41 – - , - en -straling


Oefeningen

1. Geef het aantal elementaire deeltjes van de volgende nucliden:

a 9038Sr

b 27Mg

c 6027Co

d 40Ar

2. Welke massa zal men vinden voor het element Mg in zijn natuurlijke samenstelling als in de natuur volgende isotopen voorkomen: 2412Mg Ar = 23,98504 78,6%

2512Mg Ar = 24,98584 10,1%

2612Mg Ar = 25,98259 11,3%

Massadefect De massa van een kern die uit meer dan één nucleon bestaat, is steeds kleiner dan de som van de massa’s van de samenstellende nucleonen. Het massaverlies wordt massadefect genoemd.

Reden

De kerndeeltjes hebben zich verbonden om de kern te vormen en bij het aangaan van deze zeer sterke binding is, afhankelijk van het aantal kerndeeltjes dat zich verbonden heeft, een zeer grote hoeveelheid energie vrijgekomen.

Via de betrekking van Einstein E = mc2 (m = massa in kg ; c = 310

8 m/s = snelheid

van het licht en van elke andere elektromagnetische straling) komt daar een bepaalde massa mee overeen.

3 Periodiek Systeem

In het Periodiek Systeem zijn de atomen gerangschikt volgens toenemend atoomnummer (protonengetal). Het bestaat uit 7 horizontale rijen (perioden) en een aantal verticale kolommen (groepen). In die structuur vinden we de opbouw van de elektronenconfiguraties terug. De eerste periode is zeer kort en bevat slechts twee elementen (H en He).

Hier wordt het 1s-subniveau opgevuld (1s1 – 1s2). De tweede en derde periodes bevatten elk 8 elementen, waar de 2s- en 2p-

, respectievelijk 3s- en 3p-subniveaus worden opgevuld (Li: 2s1 – Ne: 2s22p6;

Na: 3s1 – Ar: 3s23p6).

In de vierde en vijfde periode worden de eerste twee elementen (K: 4s1 en

Ca: 4s2 ; Rb: 5s

1 en Sr: 5s

2) op de gewone plaatsen geschreven. Na het

opvullen echter van het s-subniveau (resp. 4s en 5s) komen de volgende elektronen in het 3d-, resp. 4d-subniveau terecht. Daarom volgen nu eerst

telkens de tien volgende elementen (Sc: …3s23p63d14s2 - Zn:

…3s23p63d104s2 ; Y: …4s24p64d15s2 - Zn: …4s24p64d105s2), die op die

manier de b-groepen vormen (IIIb - … - VIIb – VIII – Ib – IIb). Al die elementen bevatten in de buitenste schil 2 elektronen (uitzonderingen!), maar hebben in de voorgaande schil een toenemend aantal elektronen. Vanaf Ga

(…3s23p63d104s24p1) en In (…4s24p64d105s25p1) tot Kr (…4s24p6) en Xe

Afb. 42 – Albert Einstein

Afb. 43 – Voorbeeld van periodiciteit


(…5s25p

6) maken de elementen opnieuw deel uit van de hoofdgroepen of a-

groepen. Hetzelfde patroon herhaalt zich in de zesde en zevende periode. Vanaf La (57) wordt na het 6s-subniveau eerst het 4f-subniveau opgevuld (Let op, er zijn heel wat uitzonderingen!). Daardoor komen de elementen 57 tot en met 70 in de c-groepen terecht, die echter, om de tabel niet te breed te doen uitvallen, onderaan genoteerd worden. Het zijn de zogenaamd lanthanides. Al die elementen hebben 2 elektronen in het 6s-subniveau en 1 tot 14 elektronen in het 4f-subniveau. Ook voor de elementen 89 tot en met 102 is dit het geval: actinides.

Die rangschikking heeft als resultaat dat alle elementen die in een zelfde groep voorkomen, een zelfde aantal elektronen in de buitenste schil bevatten. Dat is echter alleen het geval voor de elementen uit de hoofd- of a-groepen: het aantal elektronen in de buitenste schil is gelijk aan het nummer van de hoofdgroep. Elementen uit de b-groepen hebben alle (uitzonderingen!) 2 elektronen in de buitenste schil, maar een toenemend aantal in het d-subniveau van de vorige schil. Elementen uit de c-groepen hebben ook alle 2 elektronen in de buitenste schil, 8 (uitzonderingen!) in de voorlaatste schil en een toenemend aantal in de vorige.

Afb. 44 – Perioden in het PS: 1 korte periode met 2 elementen, 2 perioden met 8 elementen, 2 lange perioden met 18 elementen en 2 extra lange perioden met 32 elementen

Afb. 45 – Blokken in het PS: s- , p- , d- en f-blokken


4 Groepen

De groepen vormen de verticale structuur elementen in het PS met uitzondering van de Lanthaniden en de Actiniden die horizontaal geplaatst staan. Groepen zijn reeksen elementen met analoge fysische maar vooral chemische eigenschappen. Het zijn reeksen elementen met een analoge elektronenconfiguratie in de laatste of in de beide laatste schillen. Men onderscheidt hoofdgroepen aangeduid met een Romeins cijfer met index a, nevengroepen aangeduid met een Romeins cijfer met index b en de Lanthaniden en de Actiniden ook wel c-groepen genoemd. Daar de chemische eigenschappen van de elementen hoofdzakelijk bepaald worden door het aantal elektronen in de buitenste schil, hebben de elementen uit dezelfde hoofdgroep analoge chemische eigenschappen. Dit komt minder tot uiting bij de elementen uit de b- en c-groepen. Die hebben tenslotte bijna alle 2 elektronen in de buitenste schil en daardoor gelijken ze alle min of meer op elkaar. Dat geldt zeker voor de lanthaniden en de actiniden.

Metalen en Niet-metalen

Afb. 46 – Metalen , niet-metalen en edelgassen in het PS

De elementen uit Ia en IIa en de meeste elementen uit IIIa vertonen een typisch metaalkarakter. Dat geldt ook voor de c-elementen. Niet-metalen

treffen we vooral aan in IVa tot en met VIIa. De overige elementen (b-groepen) hebben een metaalkarakter, maar kunnen in sommige gevallen ook eigenschappen van niet-metalen vertonen.


5 Ionen

Positieve mono-atomische ionen

Natrium

11Na 1s2 2s

2 2p

6 3s

1

Een natriumatoom heeft 1 elektron in de buitenste schil. Door dit elektron af te geven krijgt het atoom een stabiele edelgasconfiguratie:

Na 1s2 2s

2 2p

6 3s

1 − 1 e Na

+ : 1s

2 2s

2 2p

6

Het neutrale atoom krijgt daardoor echter een positieve lading. Het wordt een positief ion.

Calcium

20Ca 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2

Een calciumatoom heeft 2 elektronen in de buitenste schil. Door die elektronen af te geven krijgt het atoom een stabiele edelgasconfiguratie:

Ca : 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 − 2 e Ca

2+ : 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6

Het neutrale atoom krijgt daardoor echter een tweemaal-positieve lading. Het wordt een tweewaardig positief ion.

Aluminium

13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Een aluminiumatoom heeft 3 elektronen in de buitenste schil. Door die elektronen af te geven krijgt het atoom een stabiele edelgasconfiguratie:

Al : 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

1 − 3 e Al

3+ : 1s

2 2s

2 2p

6

Het neutrale atoom krijgt daardoor echter een driemaal-positieve lading. Het wordt een driewaardig positief ion.

IJzer

26Fe 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 3d

6 4s

2

Een ijzeratoom heeft 2 elektronen in de buitenste schil. Door deze elektronen af te geven krijgt het atoom geen stabiele edelgasconfiguratie:

Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 − 2 e Fe2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 Nochtans is deze configuratie stabieler dan de originele atoomconfiguratie en Fe2+-ionen worden vaak gevormd. Maar, zoals vaak het geval is bij metalen uit de overgangsgroepen, ijzeratomen kunnen ook drie elektronen

afgeven, waarbij dan Fe3+-ionen ontstaan:

Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 − 3 e Fe3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5

De configuratie van dit ion is zelfs nog stabieler dan die van het Fe2+-ion. (Verklaar!)

Afb. 47 – Vorming van een Na+-ion

Afb. 48 – Vorming van een Ca2+

-

ion

Afb. 49 – Vorming van een Al3+

-ion


Metalen uit de hoofdgroepen Ia, IIa en IIIa bezitten 1, 2 of 3 elektronen in

de buitenste schil. Door dit (die) elektron(en) af te geven verkrijgen ze een stabiele edelgasconfiguratie, maar de gewijzigde atomen krijgen daarbij een positieve lading: 1+ , 2+ of 3+. Het worden positieve (+ , 2+ , 3+) ionen of kationen. Metalen uit de nevengroepen geven soms 1, meestal 2 elektronen af om stabieler te worden. Ze kunnen echter meestal meerdere ionen vormen. De ionen bezitten echter geen edelgasconfiguratie.

Negatieve mono-atomische ionen

Chloor

17Cl 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

5

Een chlooratoom heeft 7 elektronen in de buitenste schil. Door één elektron op te nemen krijgt het atoom een stabiele edelgasconfiguratie:

Cl : 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

5 + 1 e Cl

− : 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6

Het neutrale atoom krijgt daardoor echter een negatieve lading. Het wordt een negatief ion.

Zuurstof

8O 1s2 2s2 2p4

Een zuurstofatoom heeft 6 elektronen in de buitenste schil. Door twee elektronen op te nemen krijgt het atoom een stabiele edelgasconfiguratie:

O : 1s2 2s

2 2p

4 + 2 e O

2− : 1s

2 2s

2 2p

6

Het neutrale atoom krijgt daardoor echter een tweemaal-negatieve lading. Het wordt een tweewaardig negatief ion.

Stikstof

7N 1s2 2s2 2p3

Een stikstofatoom heeft 5 elektronen in de buitenste schil. Door drie elektronen op te nemen krijgt het atoom een stabiele edelgasconfiguratie:

N : 1s2 2s2 2p3 + 3 e N3− : 1s2 2s2 2p6 Het neutrale atoom krijgt daardoor echter een driemaal-negatieve lading. Het wordt een driewaardig negatief ion.

Niet-metalen uit de hoofdgroepen VIIa, VIa en Va bezitten 7, 6 of 5 elektronen in de buitenste schil. Door 1, 2 of 3 elektron(en) op te nemen verkrijgen ze een stabiele edelgasconfiguratie, maar de gewijzigde atomen krijgen daarbij een negatieve lading: 1- , 2- of 3-. Het worden negatieve (− , 2− , 3−) ionen of anionen.

Afmetingen van ionen

Positieve ionen (met hun klassieke lading) zijn kleiner dan de overeenstemmende atomen (meestal één schil minder en bovendien minder afscherming). Negatieve ionen (met hun klassieke lading) zijn groter dan de overeenstemmende atomen (grotere afscherming).

Afb. 50 – Vorming van een Cl−-ion

Afb. 51 – Vorming van een O2−

-ion

Afb. 52 – Vorming van een N3−

-ion

Afb. 53 – Atoom- en ionstralen

Hoofdstuk 2 – Molecuulmodellen 23

2 Molecuulmodellen

1 Edelgassen

De edelgassen zijn de elementen uit groep 0 (18) van het Periodiek Systeem. In vergelijking met de meeste andere elementen werden ze pas laat ontdekt (zie jaartal). Dit komt omdat ze chemisch niet actief zijn: ze vormen geen verbindingen met andere elementen, ze zijn chemisch inert. Vandaar dat men ze ook inerte gassen noemt. De edelgassen hebben volgende elektronenconfiguraties:

2He 1s2

10Ne [He] 2s2 2p6

18Ar [Ne] 3s2 3p6

36Kr [Ar] 3d10

4s2 4p

6

54Xe [Kr] 4d10

5s2 5p

6

86Rn [Xe] 4f14

5d10

6s2 6p

6

In de buitenste schil treffen we telkens 8 elektronen aan (uitzondering: He):

s2p

6.

Edelgas Jaartal Ontdekker(s) Naam

Helium 1895 Ramsay Helios = zon

Neon 1898 Ramsay & Travers Neos = nieuw

Argon 1894 Rayleigh & Ramsay Argos = inactief

Krypton 1898 Ramsay & Travers Kryptos = verborgen

Xenon 1898 Ramsay & Travers Xenos = vreemdeling

Deze configuratie, 8 elektronen of vier elektronenparen in de buitenste schil, blijkt een zeer stabiele configuratie te zijn. Men spreekt van een octetstructuur. Trouwens, ook de configuratie van helium met 2 elektronen of 1 elektronenpaar in het 1s-subniveau (het enige niveau in

de K-schil) is bijna even stabiel. Deze stabiele configuraties (1s2 en ns2

np6) noemt men edelgasconfiguraties.

2 Atoombinding of covalente binding

Wanneer twee niet-metalen met elkaar in contact komen onder reactieomstandigheden is het meestal zo dat, om de edelgasconfiguratie te bekomen, er teveel elektronen moeten worden afgestaan of teveel elektronen moeten worden opgenomen, wat in beide gevallen energetisch niet haalbaar is binnen een bepaalde reactie. Ook wanneer atomen van

hetzelfde element zich met elkaar gaan binden (H2, O2), kunnen we niet aannemen dat het ene atoom elektronen zou afstaan aan het andere vermits deze atomen evenveel van elektronen houden. Hier zal het samenbrengen van valentie-elektronen uitkomst bieden. We spreken van een covalente binding.

Afb. 1 – Positie van de edelgassen in het PS

Afb. 2 – William Ramsay

Afb. 3 – Lord Rayleigh (John William Strutt)

24 Hoofdstuk 2 – Molecuulmodellen

Voorbeeld: Afb. 4

Beide waterstofatomen beschikken, na het ontstaan van het gemeenschappelijke elektronenpaar, over twee elektronen (heliumconfiguratie). Zo wordt de diwaterstofmolecule gevormd.

Een molecule is een ongeladen deeltje waarbij de samenstellende atomen op covalente wijze gebonden zijn.

Energetisch bekeken is het ook zo dat de enthalpie van twee waterstofatomen groter is dan deze van de diwaterstofmolecule. In 1927 slaagden Heitler en London er in via de combinatie van de golffuncties van de elektronen van twee waterstofatomen de verandering van energie-inhoud in functie van de afstand tussen de kernen van twee waterstof atomen te berekenen. Bij grote onderlinge afstand tussen de kernen van beide atomen is er geen wisselwerking en de atomen bestaan onafhankelijk van elkaar met een bepaalde energie-inhoud. Deze energie stellen wij in ons diagram arbitrair gelijk aan nul. Als zij naderen tot de twee atomen elkaar raken ontstaan aantrekkende krachten tussen het elektron van het ene waterstof atoom en de kern van het andere en vice-versa. Ook ontstaan er afstotende krachten tussen de elektronen onderling en de kernen onderling. Zolang de energie van het systeem daalt is de aantrekking belangrijker dan de afstoting en wordt het geheel stabieler. Op een onderlinge afstand van 74 pm tussen de kernen is de energie-inhoud van het systeem minimaal en is de aantrekkende kracht tussen beide waterstofatomen maximaal. Er is dan bij de vorming van een stabiele diwaterstofmolecule 436 kJ/mol vrijgekomen. Dit is trouwens ook het energiebedrag dat we aan 1 mol diwaterstofmoleculen zullen moeten toevoegen om alle bindingen tussen de waterstofatomen te breken. Men noemt dit de bindingsenergie. Brengt men de waterstofkernen op minder dan 74 pm van elkaar, dan worden de afstotingskrachten snel groter om zeer groot te worden als de kernafstand tot nul (kernfusie) nadert.

Lewisvoorstelling van de covalente binding

Om snel moleculen, bouwstenen van niet-metalen en niet-zouten, te kunnen voorstellen doen we beroep op de voorstellingwijze van Lewis. Deze lewisvoorstelling leert ons niets over de juiste ruimtelijke schikking van de atomen in de moleculen. Dit aspect volgt later. Gilbert Newton Lewis, die in 1916 aan de basis lag van de idee van de covalente binding, gebruikte bij de introductie van dit model elektronenstipformules voor de moleculen. De elektonenstipvoorstelling geeft van de atomen in die molecule de elektronenverdelingen op de buitenste schillen weer, samen met de gemeenschappelijke of bindende elektronenparen. Deze elektronenstipvoorstelling noemt men ook lewisformule of structuurformule. We onderscheiden, naar het aantal valentie-elektronen dat door beide bindingspartners gemeenschappelijk gedeeld wordt, enkelvoudige, dubbele en drievoudige bindingen. Naar de herkomst van het gemeenschappelijke paar onderscheiden we normale covalente bindingen, waarbij beide bindingspartners een gelijke bijdrage leveren tot de gemeenschappelijke elektronenparen, en datieve covalente bindingen, waarbij het gemeenschappelijke paar afkomstig is van één van beide bindingspartners (donor) en waarbij de andere partner, die

Afb. 4 – H2-molecule

Afb. 5 – Energiediagram H-H-binding

Afb. 6 – Gilbert Lewis


geen bijdrage levert, acceptor genoemd wordt. Vandaar ook de naam donor-acceptorbinding.

Voorbeelden

Normale covalente bindingen

Enkelvoudige covalente bindingen

Cl2

H2O

Dubbele covalente bindingen

O2

CO2

Drievoudige covalente bindingen

N2

HCN

Datieve covalente binding of donor-acceptorbinding

SO2

Er is een dubbele binding tussen het zwavelatoom en één van beide zuurstofatomen. Het zwavelatoom kan nadien geen normale covalente binding meer aangaan. Bij het tweedezuurstofatoom kunnen de beide ongepaarde elektronen in één orbitaal plaatsnemen, zodat er een lege orbitaal ontstaat die kan overlappen met de volledig gevulde van zwavel. De donor-acceptorbinding wordt weergegeven door een pijl van donor naar acceptor.

HClO2

Voor de opbouw van complexere moleculen kan men ook beroep doen op enkele regels die steunen op de edelgasconfiguratie. We bespreken deze regels aan de hand van een voorbeeld.

Cl Cl+ ClCl

H H+ + OH HO

+O O O O

+O OC+ O OC

+N N N N

H + +C N NH C

Afb. 7 – Enkelvoudige covalente binding in

Cl2

Afb. 8 – Enkelvoudige covalente bindingen

in H2O

Afb. 9 – Dubbele covalente binding in O2

Afb. 10 – Drievoudige covalente binding in

N2


H2SO4

1ste regel

We maken de som van alle valentie-elekronen, eventueel vermeerderd met het aantal negatieve ladingen bij een negatief polyatomisch ion of verminderd met het aantal positieve ladingen bij een positief polyatomisch ion. Dit getal noemen we V.

V = 2 1 (H) + 1 6 (S) + 4 6 (O) = 32

2de regel

We berekenen het aantal elektronen nodig om aan ieder atoom de gepaste edelgasconfiguratie te geven. Dit getal noemen we E.

E = 2 2 (H) + 1 8 (S) + 4 8 (O) = 44

3de regel

We berekenen het aantal bindende paren = B = E V

2

.

Vermits er 44 elektronen nodig zijn en we slechts over 32 elektronen beschikken, zullen er elektronen tweemaal moeten geteld worden. Enkel de bindende paren worden dubbel geteld. Uit het voorgaande cijfermateriaal kunnen we berekenen dat er 12 (= E − V) elektronen dubbel moeten geteld

worden wat overeenkomt met 6 ( = B =E V

2

) bindende paren.

4de regel

We tekenen de structuur zo symmetrisch mogelijk en brengen de bindende paren aan. Hierbij letten we er op dat waterstof steeds eindstandig is, dat er geen ringstructuren gemaakt worden en dat atomen van de zelfde elementensoort niet met elkaar verbonden worden. (Enkelvoudige stoffen en koolstofketens, vooral in de organische chemie, vormen hierop de uitzondering.)

5de regel

We berekenen het aantal niet-bindende of vrije elekronenparen. Hiervoor nemen we het aantal aanwezige valentie-elektronen ( = V) en trekken daarvan het aantal bindende elektronen ( = 2B = E-V) af. Om het aantal paren te bekomen delen we door twee. We brengen een aantal niet-bindende elektronenparen rond ieder atoom aan. Hierbij houden we rekening met de twee- (He) of achtomringing.

32 12

2

10

S OO

O

O

HH

S OO

O

O

HH


6de regel

We brengen de formele ladingen aan.

Wanneer in een lewisformule een covalent gebonden atoom in zijn onmiddellijke omgeving meer of minder valentie-elektronen heeft dan in ongebonden toestand, draagt het atoom een negatieve of positieve formele lading. Voor de bepaling van het aantal elektronen rond het gebonden atoom rekent men niet-bindende paren tot het atoom waarbij ze staan. Van de bindende paren krijgt iedere bindingspartner één elektron toegewezen. De aldus bekomen som wordt vergeleken met het normale aantal valentie-elektronen om de formele lading te bepalen. De formele lading speelt een belangrijke rol bij heel wat begrippen: zuursterkte, organische reactiemechanismen, …

Welke atomen aan elkaar gebonden zijn en met welk type binding moet bij meer complexe moleculen volgen uit grondig structuuronderzoek en ons dan ook worden medegedeeld. Toch komen we met hogervermelde regels al een heel eind als we bovendien nog met het volgende rekening houden: structuren met het kleinste aantal formele ladingen leveren de grootste bijdrage tot de realiteit (rekening houdend met hoger vermelde regels):

structuren met gelijknamige ladingen op naburige atomen dragen in geringe mate bij tot de realiteit,

structuren met positieve formele ladingen op sterk elektronegatieve atomen zoals zuurstof dragen weinig bij tot de realiteit.

4 Gebruik bovenstaande regels om de lewisstructuren (formules) te schrijven van volgende oxozuren.

H2CO3 diwaterstofcarbonaat

koolzuur

HNO3 waterstofnitraat

salpeterzuur

HNO2 waterstofnitriet

salpeterigzuur

H3PO4 triwaterstoffosfaat

fosforzuur

H2SO4 diwaterstofsulfaat

zwavelzuur

H2SO3 diwaterstofsulfiet

zwaveligzuur

HClO4 waterstofperchloraat

perchloorzuur

S OO

O

O

HH2


HClO3 waterstofchloraat

chloorzuur

HClO2 waterstofcloriet

chlorigzuur

HClO waterstofhypochloriet

onderchlorigzuur

hypochlorigzuur

H2S2O3 diwaterstofthiosulfaat

Valentiebindingstheorie (VB-theorie van Heitler en London)

Deze theorie is de eenvoudigste. Er wordt verondersteld dat, als twee atomen zich met elkaar binden, de orbitalen waarin de ongepaarde elektronen zich bevinden, elkaar overlappen. Op die manier kan in de overlappingsruimte een gemeenschappelijk elektronenpaar ontstaan.

Men spreekt van een -overlapping of een -binding als de symmetrieassen van de overlappende orbitalen in elkaars verlengde liggen.

De bindende elektronen (het bindende doublet) worden aangebracht in de overlappingsruimte. De elektronen moeten een tegengestelde spin hebben omdat ze tot éénzelfde waarschijnlijkheidsverdeling of orbitaal moeten kunnen behoren. Bij een dergelijke bindingsbenadering is de sterkte van de binding evenredig met de grootte van de overlappingsruimte.

Andere voorbeelden

Difluor F2: Afb. 14

F F

1s22s22p5 1s22s22p5

Waterstoffluoride HF: Afb. 15

H F

1s1 1s22s22p5

In heel wat moleculen komen er dubbele en/of drievoudige bindingen voor: er zijn twee of drie gemeenschappelijke elektronenparen tussen twee atomen. In die gevallen moet er dan ook twee of drie keer overlapping tussen orbitalen optreden. Dit is o.a. het geval bij dizuurstof.

Afb. 11 – Walter Heitler

Afb. 12 – Fritz London

Afb. 14 – -binding in F2

Afb. 15 – -binding in HF

Afb. 13 – -binding in H2


Dizuurstof O2: Afb. 16

O O

1s22s

22p

4 1s

22s

22p

4

De px-orbitalen overlappen elkaar rechtstreeks:

er ontstaat een –binding. De pz-orbitalen

overlappen elkaar zijdelings (alhoewel dit op de figuur, voor de leesbaarheid, niet zo is). In dit

geval spreekt men van een –overlapping of –binding: de symmetrie-assen van de overlappende orbitalen lopen evenwijdig, maar vallen niet samen.

Distikstof N2: Afb. 18

N N

1s22s

22p

3 1s

22s

22p

3

Naast de –binding (rechtstreekse overlapping tussen de px-orbitalen) zijn

er nu twee –bindingen (zijdelingse overlapping tussen respectievelijk de py-orbitalen en de pz-orbitalen).

De VB-theorie levert ons vooral informatie over de ruimtelijke structuur van de moleculen.

Mesomerie

SO2

Via metingen werd vastgesteld dat de beide S−O-bindingen dezelfde bindingslengte en dezelfde bindingssterkte hebben, niettegenstaande ze in de lewisstructuur volledig anders zijn: dubbel covalent

voor de linkerbinding, datief-covalent voor de rechterbinding. Daaruit moeten we besluiten dat er iets schort aan onze voorstellingswijze, want we stellen immers volkomen identieke bindingen op een verschillende wijze voor. De oplossing voor dit probleem is het mesomerie-model. In dit model tekent men meerdere lewisstructuren (kanonieken), die alle voldoen aan de twee- of achtomringing. In deze kanonieken bevinden de atoomkernen zich op dezelfde plaats, maar is de elektronenomringing verschillend. Men neemt aan dat geen enkele van deze kanonieken de realiteit voorstelt, maar dat de reële toestand, de hybride, het best benaderd wordt door een kruising van deze kanonieken.

Afb. 16 – - en -binding in O2

Afb. 17 – - en -overlapping

Afb. 18 – - en -binding in N2

O S O


Volgende regels zijn in dit opzicht belangrijk:

structuren met het kleinste aantal formele ladingen leveren de grootste bijdrage tot de hybride,

structuren met gelijknamige ladingen op naburige atomen dragen in geringe mate bij tot de hybride,

structuren met positieve formele ladingen op sterk elektronegatieve atomen zoals zuurstof dragen weinig bij tot de realiteit.

We kunnen slechts spreken van mesomerie vanaf het ogenblik dat een aantal elektronen over minstens drie atoomkernen verdeeld zijn. De elektronen noemt men gedelokaliseerde elektronen. In het geval SO2 zijn er

vier elektronen over drie kernen verdeeld. Soms gebruikt men één structuur om de reële toestand of de hybride weer te geven. Daarbij worden de gedelokaliseerde elektronen met stippellijnen weergegeven en worden er geen formele ladingen geschreven. In deze voorstelling voldoen niet alle atomen aan de twee- of achtomringing.

NO3

Er zijn zes gedelokaliseerde elektronen.

5 Geef de structuur van:

CO32

N3

SCN

N2O

NO2

N

O

O O

S OO


3 Hybridisatie

De VB-theorie levert ons informatie over de ruimtelijke structuur van moleculen. In veel gevallen is de structuur die we afleiden door gebruik te maken van de VB-theorie, niet overeen te stemmen met de realiteit. Dit komt omdat golffuncties opgesteld werden voor losse atomen (in feite voor het waterstofatoom), terwijl in moleculen de atomen elkaar onderling beïnvloeden. Om het model op dit vlak te verfijnen werd het hybridisatiemodel ingevoerd.

Hybridisatie betekent kruising. Chemisch gaat het om combinaties van wiskundige functies (orbitalen).

Tetragonale of sp3-hybridisatie

We nemen als voorbeeld de CH4-molecule (methaan).

Beschouwen we de elektronenconfiguratie van het C-atoom: 1s2 2s22p2. We zien dat C slechts twee normale covalente bindingen kan vormen. De praktijk geeft echter vier bindingen aan. Om de nodige covalente bindingsmogelijkheden te scheppen, moet er energie aan het C-atoom toegevoegd worden om één 2s-elektron naar de lege 2p-orbitale te brengen. Het C-atoom bevindt zich dan in aangeslagen toestand.

Metingen hebben aangetoond dat de vier C–H-bindingen gelijk zijn in sterkte en in lengte. Een overlapping van een s-orbitale (van H) met respectievelijk een s- en drie p-orbitalen van C kan dit niet verklaren. Men moest vier volkomen gelijkwaardige waarschijnlijkheidsverdelingen in het leven roepen en dat heeft men gedaan door een combinatie te maken van de 2s en de drie half-bezette 2p orbitalen.

De symmetrie-assen van deze vier hybridorbitalen moeten zo ver mogelijk uit elkaar liggen. Dit betekent dat ze gericht zijn naar de hoekpunten van een regelmatig viervlak of een tetraëder: de assen van de

vier sp3-hybridorbitalen vormen een hoek van 109° 28’.

De structuur van CH4 is dus tetraëdrisch.

Ook in een ethaanmolecule C2H6 vertonen

de C-atomen een sp3-hybridisatietoestand.

Afb. 19 – sp3-hybridisatie

Afb. 20 – Tetraëdrische structuur van CH4

Afb. 21 – C2H6-molecule


Trigonale of sp2-hybridisatie

We nemen als voorbeeld de C2H4-molecule (etheen).

De C-atomen bevinden zich in aangeslagen toestand.

In dit geval maakt men een combinatie van de 2s en twee 2p orbitalen: sp2-

hybridiatie.

Er ontstaan daarbij 3 hybridorbitalen, die zover mogelijk uit elkaar liggen:

dit betekent in dit geval dat de drie sp2-hybridorbitalen een hoek van 120°

maken. De lege p-orbitale staat loodrecht op het vlak van de sp2-hybridorbitalen. Dit levert voor de etheenmolecule het volgende resultaat op: Afb. 23. Tussen beide koolstofatomen hebben we een dubbele binding, bestaande

uit een -binding (rechtstreekse overlapping) en een -binding (zijdelingse

overlapping). De H-atomen zijn aan C gebonden d.m.v. een -binding. De bindingen rond beide C-atomen vormen hoeken van 120°.

Digonale of sp-hybridisatie

We nemen als voorbeeld de C2H2-molecule (ethyn).

De C-atomen bevinden zich in aangeslagen toestand.

In dit geval maakt men een combinatie van de 2s en slechts één 2p orbitale: sp-hybridiatie.

Er ontstaan daarbij 2 hybridorbitalen, die zover mogelijk uit elkaar liggen: dit betekent in dit geval dat de twee sp-hybridorbitalen een hoek van 180° maken (lineair). De beide lege p-orbitalen staan loodrecht op de sp-hybridorbitalen en ook loodrecht op elkaar.

Afb. 22 – sp2

-hybridisatie


Afb. 24 – sp-hybridisatie


Dit levert voor de ethynmolecule het volgende resultaat op: Afb. 25Afb. 23. Tussen beide koolstofatomen hebben we een drievoudige binding,

bestaande uit een -binding (rechtstreekse overlapping) en twee -bindingen (zijdelingse overlapping). De H-atomen zijn aan C gebonden

d.m.v. een -binding. De bindingen rond beide C-atomen vormen hoeken van 180°: de molecule heeft een lineaire structuur.

Enkele kenmerken van de hybridisatie en hybridorbitalen

De hybridisatie treedt slechts op op het ogenblik van de binding. Alle hybridorbitalen hebben dezelfde vorm. De hybridorbitalen zijn energetisch gelijkwaardig. De hybridorbitalen liggen in de ruimte rond de kern zo ver mogelijk uit elkaar. De hybridorbitalen worden gesymboliseerd door de symbolen van de aan de hybridisatie deelnemende orbitalen na elkaar te schrijven en het aantal van iedere deelnemende orbitaalsoort als een exponent bij het betrokken symbool weer te geven.

Keuze van de hybridisatie

Het hybridisatiemodel is opnieuw een hulpmiddel om de ruimtelijke voorstelling van moleculen en polyatomische ionen zo dicht mogelijk te doen aansluiten bij de realiteit. Alhoewel het in enkele gevallen niet nodig is om beroep te doen op het hybridisatiemodel om de juiste waarden van de bindingshoeken af te leiden, spreken wij af om bij de ruimtelijke voorstelling van moleculen en polyatomische ionen de hierin voorkomende atomen in de gepaste hybridisatietoestand voor te stellen. Om te bepalen in welke hybridisatietoestand een bepaald atoom in een verbinding zich bevindt, passen we volgende regel toe. Maak de som van het aantal bindingspartners en het aantal niet-bindende elektronenparen rond het atoom.

Som Hybridisatie

4 sp3

3 sp2

2 sp

In de tabel op de volgende bladzijde vind je een gedetailleerd overzicht van alle mogelijkheden.



6 Werk de voorbeelden uit de tabel zelf uit.

Aan

tal b

ind

ings

par

tner

s va

n X

Aan

tal n

iet-

bin

den

de p

aren

op

X

Som

Hyb

rid

isat

ieto

esta

nd

van

X

Ru

imte

lijke

str

uct

uu

r va

n X

Vo

orb

eeld

en (

X is

vet

ge

dru

kt)

4 0

4 sp3

CH4 - NH4 - SO4

2

3 1 NH3 - H3O

2 2 H2O

1 3 BF3 - Cl2

3 0

3 sp2

BF3 - C2H4 - SO3 -

NO3

2 1 SO2

1 2 CO2 - S2 - SO2

Afb. 29 - Bolkapmodel

BF3

Afb. 26 – Bolkapmodel

CH4


NH3


H2O


SO3


SO2


CO2


Aan

tal b

ind

ings

par

tner

s va

n X

Aan

tal n

iet-

bin

den

de p

aren

op

X

Som

Hyb

rid

isat

ieto

esta

nd

van

X

Ru

imte

lijke

str

uct

uu

r va

n X

Vo

orb

eeld

en (

X is

vet

ge

dru

kt)

2 0

2 sp

CO2 - C2H2 - BeCl2 -

HCN

1 1 N2 - CN

0 1 1 geen H2

De hybridisatietoestand van een atoom kan ook bepaald worden op de volgende manier.

Tel het aantal -bindingen rond het atoom. Houd daarbij rekening met volgende regels.

Binding Aantal –bindingen Hybridisatie

0 sp3

1 sp2

2 sp


BeCl2

Afb. 34 - Bolkapmodel HCN


8 Geef, naar analogie met wat voorafgaat, de ruimtelijke structuur van:

O3

SCN N2O

N3

NO3

CO32.

4 Ionbinding – Covalente binding

In natriumchloride is er tussen het natrium- en het chlooratoom waarschijnlijk geen covalente binding gevormd. Dit heeft inderdaad weinig zin: het chlooratoom bereikt er wel een edelgasconfiguratie door, het natriumatoom helemaal niet (slechts 2 elektronen in de buitenste schil). Vandaar dat wij aannemen dat natrium en chloor gebonden zijn door een ionbinding: het elektron uit de buitenste schil van Na wordt volledig afgestaan aan het Cl-atoom en er ontstaan ionen. Volgens Pauling heeft de binding in NaCl echter ook een zeker covalent karakter. Hij gaat ervan uit dat ook in ionverbindingen mesomerie optreedt en dat NaCl een hybride is tussen NaCl(100% covalent) en NaCl(100%

ionair) en dat het verschil in bepaalt welk karakter de bovenhand haalt.

Bij NaCl is = 3,2 – 0,9 = 2,3 , wat volgens Pauling betekent dat de binding 73% ionkarakter heeft. Uit onderstaande tabel kan je het karakter van een binding afleiden.

%

ionkarakter % covalent

karakter

% ionkarakter

% covalent karakter

0,0 0 100 2,1 67 33

0,4 4 96 2,2 70 30

0,8 15 85 2,3 73 27

1,2 30 70 2,6 82 18

1,6 47 53 3,0 89 11

1,7 50 50 3,2 92 8

Is = 0, dan spreken we van een zuivere covalente binding.

Als 0 < < 1.7, dan spreken we van een covalente binding met ionkarakter.

Is > 1.7, dan spreken we van een ionbinding (met gedeeltelijk covalent karakter).

Na Cl+ Na Cl

Na Cl+ Cl-

Na+

+


5 Eigenschappen van de covalente verbindingen

De covalente verbindingen hebben lage smelten kookpunten ten gevolge van de zwakke intermoleculaire krachten. Uiteraard zijn de meeste covalente verbindingen gassen of vloeistoffen. Toch zijn er ook vaste verbindingen, die dan, in tegenstelling tot de ionverbindingen, niet alleen bros, maar ook zacht zijn. De smelten kookpunten zullen toenemen met stijgende molecuulmassa (dispersiekrachten), maar bij ongeveer gelijke molecuulmassa zullen de andere intermoleculaire krachten een rol spelen.

Dibroom bijvoorbeeld (Br2) is een roodbruine vluchtige vloeistof (M = 160 g/mol) en ICl is een vaste stof met smeltpunt 27 °C (M = 162 g/mol). Het is duidelijk dat de dipool-dipoolattractiekrachten hiervoor verantwoordelijk zijn. De vaste covalente verbindingen vormen molecuulkristallen, waarbij de moleculen door zwakke vanderwaalskrachten (overkoepelende term voor intermoleculaire krachten) vastgehouden worden en waaruit de moleculen vaak vrij gemakkelijk ontsnappen. We denken aan het sublimerende dijood en aan de pyrofore witte fosfor die onder water dient bewaard.

Een uitzondering hierop vormt diamant (Cn), de hardste stof. In diamant is ieder koolstofatoom op covalente wijze aan vier andere koolstofatomen gebonden in tetraëderverband. Er is hier sprake van één reusachtige molecule (macromolecule) die even groot is als het diamantkristal zelf. We hebben hier een atoomkristal. Noch in vaste, noch in gesmolten toestand geleiden de covalente verbindingen de elektrische stroom. De uitzondering hierop vormt grafiet,

de andere verschijningsvorm van Cn. Grafiet is een zachte stof die zelfs als smeermiddel gebruikt wordt. Deze zachtheid komt vooral door de lagenstructuur, waarbij de lagen gemakkelijk over elkaar kunnen schuiven.

De lagen zelf bestaan uit zeshoeken waarbij ieder koolstofatoom sp2-gehybridiseerd is en hiermee aan drie andere koolstofatomen gebonden is. De geleiding voor elektrische stroom gebeurt via de beweeglijke p-elektronen in de evenwijdige p-orbitalen die loodrecht staan op de lagen

waarin de sp2-orbitalen liggen.

Afb. 35 – Kristalstructuur van dijood

Afb. 36 – Atoomrooster van diamant

Afb. 37 – Atoomrooster van grafiet

Hoofdstuk 3 – Intermoleculaire krachten 39

3 Intermoleculaire krachten

1 Polaire covalente binding

Wij mogen nooit uit het oog verliezen dat wij niet in staat zijn een atoombril op te zetten waarmee atomen in hun gebonden toestand kunnen geobserveerd worden, verre van iets te kunnen zien i.v.m. hun elektronenomringing. Wat wij op papier zetten als voorstellingswijzen zijn niet noodzakelijk exacte weergaven van de realiteit, maar onze modellen hebben waarde vanaf het ogenblik dat wij met die modellen in staat zijn waargenomen eigenschappen te verklaren en te voorspellen. Niet anders is het met de lewisvoorstelling van moleculen en ionen.

Dit is de perfecte, 100% covalente binding, waarbij de verdeling van het bindende elektronenpaar homogeen over beide kernen

gebeurt. Met andere woorden: het bindende elektronenpaar brengt evenveel tijd door rond beide H-kernen: het bindende elektronenpaar is homogeen verdeeld over beide kernen.

Dit is ook het geval in een molecule dichloor. We hebben in beide gevallen te maken met een apolaire covalente binding. Als het gemeenschappelijke elektronenpaar zich bevindt

tussen twee verschillende atoomkernen, dan wordt het door beide kernen (meestal) niet even sterk aangetrokken. Drie aspecten hebben hier een invloed. 1. De grootte van de kernladingen

De H-kern bevat slechts 1 proton, de Cl-kern daarentegen bevat er 17 en is dus veel positiever dan de H-kern. Hieruit zouden we (voorbarig) kunnen besluiten dat de chloorkern 17 keer sterker het gemeenschappelijke elektronenpaar aantrekt.

2. De afstand tussen de kernen en het gemeenschappelijke elektronenpaar

De binding gebeurt met een elektron uit de 1ste schil van H en een elektron uit de 3de schil van Cl. Het bindende paar zit dus dichter bij de H-kern dan bij de Cl-kern. Hieruit zouden we (voorbarig) kunnen besluiten dat de H-kern sterker aan het elektronenpaar trekt.

3. Afscherming van de kern

Tussen de Cl-kern en het bindende elektronenpaar bewegen er nog 16 andere elektronen. Daardoor wordt de positieve Cl-kern afgeschermd en oefent hij een kleinere aantrekking uit op het bindingspaar.

Het resultaat van al deze factoren is dat het bindende elektronenpaar in dit geval het sterkst wordt aangetrokken door de Cl-kern. Hierdoor, zeggen we, verschuift het bindende paar naar Cl toe. In feite betekent dit dat het bindende paar meer tijd rond de Cl-kern doorbrengt dan rond de H-kern. De elektronendichtheid rond de Cl-kern wordt groter dan in ongebonden toestand: het Cl-atoom wordt een beetje negatief, terwijl het in zijn ongebonden toestand neutraal is. Het Cl-atoom krijgt een negatieve

deellading gesymboliseerd door de Griekse letter (= d van deellading), gevolgd door een teken. De elektronendichtheid rond de H-kern wordt kleiner dan in ongebonden toestand: het H-atoom wordt een beetje positief, terwijl het in zijn ongebonden toestand ook neutraal is.

H H

Cl Cl

H Cl

ClH+ -

40 Hoofdstuk 3 – Intermoleculaire krachten

De verschuiving van het bindende paar wordt aangegeven door een pijl in het midden van het bindingsstreepje.

Bij een asymmetrische verdeling van het bindende paar spreken we van een polaire covalente binding.

Pauling spreekt ook van een covalente binding met ionkarakter en hij voert het begrip elektronegativiteit in.

2 Elektronegativiteit

De elektronegativiteit of elektronegatieve waarde van een element is een onbenoemd getal, dat uitdrukt in welke mate het atoom bij een covalente binding het gemeenschappelijke elektronenpaar naar zich toetrekt.

Linus Pauling

"…the energy of an actual bond between unlike atoms is greater than (or equal to) the energy of a normal covalent bond between these atoms. This additional bond energy is due to the additional ionic character of the bond; that is, it is the additional ionic resonance energy that the bond has as compared with a bond between like atoms."

Voor het berekenen van de elektronegativiteit zijn er verschillende

methoden. In de berekeningswijze van Pauling werd van fluor F, het meest elektronegatieve element, oorspronkelijk arbitrair op 4,0 gesteld.

Afb. 3 – Elektronegativiteiten volgens Pauling

Zoals je kan merken, stijgt van links naar rechts en van onder naar boven

in het Periodiek Systeem. Bij de edelgassen wordt er geen vermeld: zij vormen toch geen bindingen.

Afb. 1 – Linus Pauling

Afb. 2 – Periodiciteit van

Afb. 4 – Trends in


9 Verklaar waarom de toeneemt van links naar rechts en van onder naar boven.

3 Ionbinding – Covalente binding

In natriumchloride is er tussen het natrium- en het chlooratoom waarschijnlijk geen covalente binding gevormd. Dit heeft inderdaad weinig zin: het chlooratoom bereikt er wel een edelgasconfiguratie door, het natriumatoom helemaal niet (slechts 2 elektronen in de buitenste schil). Vandaar dat wij aannemen dat natrium en chloor gebonden zijn door een ionbinding: het elektron uit de buitenste schil van Na wordt volledig afgestaan aan het Cl-atoom en er ontstaan ionen. Volgens Pauling heeft de binding in NaCl echter ook een zeker covalent karakter. Hij gaat ervan uit dat ook in ionverbindingen mesomerie optreedt en dat NaCl een hybride is tussen NaCl(100% covalent) en NaCl(100%

ionair) en dat het verschil in bepaalt welk karakter de bovenhand haalt.

Bij NaCl is = 3,2 – 0,9 = 2,3 , wat volgens Pauling betekent dat de binding 73% ionkarakter heeft. Uit onderstaande tabel kan je het karakter van een binding afleiden.

%

ionkarakter % covalent

karakter

% ionkarakter

% covalent karakter

0,0 0 100 2,1 67 33

0,4 4 96 2,2 70 30

0,8 15 85 2,3 73 27

1,2 30 70 2,6 82 18

1,6 47 53 3,0 89 11

1,7 50 50 3,2 92 8

Is = 0, dan spreken we van een zuivere covalente binding.

Als 0 < < 1.7, dan spreken we van een covalente binding met ionkarakter.

Is > 1.7, dan spreken we van een ionbinding (met gedeeltelijk covalent karakter).

Na Cl+ Na Cl

Na Cl+ Cl-

Na+

+


4 Polaire moleculen

Als bindende elektronenparen zich naar de meest elektronegatieve bindingspartner verplaatsen, kan dit aanleiding geven tot moleculen die een positieve en een negatieve (elektrische) pool bezitten. Dergelijke moleculen, waarbij de positieve en negatieve ladingszwaartepunten niet samenvallen, worden dipoolmoleculen genoemd. Dergelijke moleculen richten zich in een elektrisch veld met de positieve pool naar de negatieve zijde en met de negatieve pool naar de positieve zijde van het aangelegde veld. Als we weten of de bouwstenen van een stof dipoolmoleculen zijn of niet, dan kunnen we afleiden welke intermoleculaire krachten (zie verder) er werken tussen deze moleculen. Zo kunnen we voorspellingen doen in verband met het smeltpunt, het kookpunt en de oplosbaarheid in bepaalde oplosmiddelen van de beschouwde stof of deze eigenschappen verklaren. Dit laat ons bijvoorbeeld toe een geschikt oplosmiddel voor een bepaalde stof te kiezen. De wetenschap of een molecule al dan niet een dipoolmolecule is kan ons, omgekeerd, ook iets leren over de structuur van de molecule.

Om na te gaan of we te doen hebben met een dipoolmolecule gebruiken we de vectormethode. Hierbij gaan we als volgt tewerk. We tekenen de juiste ruimtelijke structuur van de molecule. Dat kan via de lewisvoorstelling, waarbij ervoor gezorgd wordt dat de exacte bindingshoeken worden weergegeven. We brengen langs de bindingen

vectoren aan. De zin van die vectoren is van + naar − en de grootte is (zo

goed als mogelijk) evenredig met . Vervolgens wordt de som van alle aanwezige vectoren gemaakt. Is deze som nul dan is de molecule een apolaire molecule, is deze som niet nul dan hebben we te maken met een dipoolmolecule. Deze vectoren zijn een kwantitatieve uitdrukking voor de graad van verschuiving van het bindende elektronenpaar. Dipoolmomenten worden net omgekeerd gedefinieerd. Veronderstel dat de twee ladingszwaartepunten op een afstand d van

elkaar liggen en dat Q de grootte van de deelladingen + en - voorstelt (Q

= ||), dan is het dipoolmoment p gelijk aan:

.p Q d

Het dipoolmoment wordt uitgedrukt in C.m.

Grafisch wordt het dipoolmoment dus voorgesteld door een vector met de volgende karakteristieken: Aangrijpingspunt centrum van de negatieve lading Richting de as die het centrum van de negatieve lading met het

centrum van de positieve lading verbindt Zin van de negatieve naar de positieve lading Grootte evenredig met de getalwaarde van het dipoolmoment. Hier zullen wij ter vereenvoudiging de vectorgrootte evenredig nemen met het verschil in elektronegatieve waarde tussen de bindingspartners.

Vroeger gebruikte men diverse eenheden die aangepast waren aan het

atomaire niveau, zoals de lengte-eenheid ångstrom Å, gelijk aan 10−10

m, de grootte-orde van de afmetingen van atomen. Voor het dipoolmoment werd de

eenheid debeye (D) gebruikt en die is gelijk aan 3,310−30 C.m. Dit stemt, wat de

Afb. 5 – Dipoolmoleculen in een elektrisch veld

Afb. 6 – Peter Debye


grootte-orde betreft, overeen met elektronladingen (1,610−19

C) op een afstand die overeenstemt met de grootte-orde van de afstand tussen twee covalent

gebonden atomen (10−10

m).

5 Overzicht

Enkelvoudige stoffen

Vermits er bij enkelvoudige stoffen geen verschuivingen van de bindende paren plaatsgrijpen, kunnen er nooit dipoolmomenten optreden en zijn deze moleculen dus steeds apolair. H2 , Cl2 , O2 , N2

Samengestelde stoffen

Diatomische moleculen

Deze moleculen zullen, als er een verschil in is tussen de bindingspartners, steeds polair zijn. Het zijn n.l. steeds lineaire moleculen. HF , HCl , HBr , HI , ICl

Polyatomische moleculen

Moleculen van het type AB2

BeCl2 , CO2 , H2O

Bij de watermolecule zien we duidelijk dat de vectorsom verschillend is van nul. De watermolecule is dus een dipoolmolecule.


BF3 , NH3

Bij BF3 is het duidelijk te merken dat de som

van de vectoren gelijk is aan nul. Het is een apolaire molecule.

Ook bij NH3 is het tekenen van de vectoren

niet echt nodig om te zien dat de som verschillend is van nul. De ammoniakmolecule is dus een dipoolmolecule.


CCl4 , CH4 , CCl2F2

Tekenen we de ruimtelijke voorstelling van de tetraëders, zoals het eigenlijk hoort, dan kunnen we ons via deze perspectieftekening geen som van vectoren voorstellen en wordt het moeilijk om het juiste besluit te trekken. Daarom gaan we de vier bindingen in één vlak afbeelden.


CCl4 en CH4

Het is duidelijk dat in beide gevallen de som van deze vier vectoren gelijk is aan nul: CCl4

en CH4 zijn apolaire moleculen.

In het geval van CCl2F2 moeten

we alle mogelijkheden, waarop Cl en F t.o.v. elkaar op het vierkant kunnen geplaatst worden, onderzoeken. Blijkt dat bij één van die gevallen de som der vectoren verschillend is van nul, dan hebben we een dipoolmolecule. In de linkervoorstelling is de som nul, in de rechter daarentegen verschilt de som van nul. Het is een dipoolmolecule.

molecule p (10−30

C.m) molecule p (10−30

C.m)

HF 6,27 PCl3 2,57

HCl 3,40 PF3 3,40

HBr 2,44 CO2 0

HI 1,25 CO 0,40

H2O 6,07 SO2 5,40

H2S 3,04 CH4 0

NH3 4,82 CH3Cl 6,14

PH3 1,82 CH2Cl2 5,25

AsH3 0,53 CHCl3 3,80

CCl4 0

Linus Pauling gebruikte het dipoolmoment om het %-ionkarakter van een polaire covalente binding te berekenen.

HCl

De bindingsafstand tussen het waterstof- en het chlooratoom bedraagt

1,27.10−10 m.

Als de binding tussen beide atomen ionair is, dan is p = 1,2710−10 m

1,610−19 C = 2,0310−29 C.m. (6.15)

Experimenteel vindt men 3,4010−30 C.m en via een kleine berekening ziet

men dat de HCl-binding 17% ionair karakter heeft. Immers, 3,4010−30 C.m is

17% van 2,0310−29 C.m.

10 Van SO2 weet men dat het een dipoolmolecule is. Wat leert ons dat over de ruimtelijke structuur van deze molecule?

11 De bindingsafstand tussen de beide atomen in de HF-molecule bedraagt 93 pm. Bereken het % ionkarakter van deze covalente binding.

12 Zijn de volgende moleculen al dan niet dipoolmoleculen? Verklaar met de vectortheorie. PCl3 , AlI3 , H2S , SOCl2 , N2O , BBr2Cl , C2H4.


6 Soorten intermoleculaire krachten

In de moleculen worden de atomen samengehouden door relatief sterke bindingskrachten. De sterkste covalente bindingen moeten in sterkte niet onderdoen voor de sterke ionbindingen. Om één mol NaCl te dissociëren in de samenstellende ionen is 766 kJ nodig, om één mol drievoudige bindingen tussen de twee stikstofatomen in N2 te breken is 945 kJ nodig.

De krachten tussen moleculen onderling daarentegen zijn veel zwakker. In het geval van de sterkste intermoleculaire krachten gaat het over 40kJ per mol. De studie van de intermoleculaire krachten geeft ons een verklaring voor smelten kookpunten en voor de oplosbaarheid van bepaalde stoffen in bepaalde oplosmiddelen. We onderscheiden drie types intermoleculaire krachten.

Londonkrachten of dispersiekrachten

Tussen apolaire moleculen zoals Cl2, CO2, H2, F2 e.a. verwachten we,

wegens de symmetrische verdeling van de elektronenwolk, enkel afstotende krachten. Koelen we echter F2-gas af tot −187°C, dan wordt het

gas vloeibaar en koelen we verder af tot −223°C dan verkrijgen we vast F2.

Dit voorbeeld wijst duidelijk op het bestaan van aantrekkende krachten tussen deze apolaire moleculen. De natuur van deze krachten werd ingezien door London in 1930 en steunt op het golfkarakter van de elektronen. De elektronengolf heeft een periode

van 10−15 s. Veronderstellen we dat het elektron zou kunnen gefotografeerd

worden, dan zouden we met een belichtingstijd groter dan die periode een niet-veranderende wolk zien. Wanneer echter de belichtingstijd korter is dan die periode, levert dit slechts een deel van het volledige beeld. Bekijk het als volgt. Het gemeenschappelijke elektronenpaar beweegt op een bepaald ogenblik rond de linkeratoomkern en ontstaat er daar een negatieve deellading. Op dat ogenblik heerst er rond de rechteratoomkern een elektronentekort en ontstaat er daar een positieve deellading. Even later is de situatie omgekeerd. Er ontstaan dus ogenblikkelijke of tijdelijke dipoolmomenten. Nemen we de diwaterstofmolecule als voorbeeld. Bij de rechtse figuur (Afb. 7) valt het zwaartepunt van de wolk niet meer samen met dit van de kernen en vertoont het geheel een elektrisch dipoolmoment. Apolaire moleculen vertonen dus tijdelijk een dipoolmoment. Deze tijdelijke dipool kan een werking uitoefenen op de naburige moleculen. Zo krijgen we een wisselwerking tussen naburige moleculen (Afb. 8). De zogenaamde londonkrachten ontstaan dankzij een ruimtelijke coördinatie van de snel variërende tijdelijke dipolen. Dat type krachten treedt op tussen alle moleculen, maar wordt vaak in belang overstegen door andere intermoleculaire krachten. Deze londonkrachten nemen af met

1/(diameter)6 Een kleine verwijdering tengevolge van thermische agitatie betekent verlies van de aantrekking. Deze krachten zijn functie van het gemak waarmee de eletronenwolk verschuift: de polariseerbaarheid. Deze polariseerbaarheid neemt toe met het aantal elektronen in de molecule en dus met de massa van de molecule. Deze krachten nemen ook toe met het contactoppervlak tussen de moleculen. Dit verklaart bijvoorbeeld waarom het kookpunt van n-pentaan

C

OH

O H

O

Afb. 7

Afb. 8


hoger is dan dit van neopentaan, alhoewel ze beide dezelfde

formule hebben (C5H12).

Dipool-dipoolkrachten

De dipool-dipoolkrachten treden enkel op tussen dipoolmoleculen.

Zij zijn op te vatten als het verschil tussen de aantrekkende krachten tussen de tegengestelde polen en de afstoting tussen de gelijknamige polen. Deze aantrekking geeft bovendien aanleiding tot een oriëntatie-effect.

Waterstofbruggen

Waterstofbruggen treden alleen op tussen moleculen waarin een H-atoom gebonden is aan een klein, zeer elektronegatief atoom (F , O , N).

HF H2O

H2O en C2H5OH (ethanol) Ook interne H-bruggen zijn mogelijk

13 Tracht met behulp van bovenstaande gegevens het verloop van de kookpunten van de stoffen uit Afb. 10 te verklaren.

Polaire covalente verbindingen lossen goed op in water en deze oplossingen geleiden de elektrische stroom. Het zijn elektrolyten.

Typische voorbeelden zijn de binaire zuren en de oxozuren.

Apolaire covalente verbindingen lossen slecht op in water, maar goed in apolaire oplosmiddelen. Voorbeelden: Br2 , I2

Zowel polaire als apolaire covalente verbindingen lossen goed op in water als ze met de watermoleculen H-bruggen kunnen vormen. Voorbeelden: ethanol , suikers

H F+ -

H F+ -

H O

H

+ -

+

H O

H

+ -

+

H O

H

+ -

+

CH3CH2 O

H+

- O

CO

H

OH

+

-

Afb. 9 – Dipool-dipoolkrachten

Afb. 10 – Kookpunten van enkele verbindingen

H O

H

+ -

+

CH3CH2 O

H+

-

Hoofdstuk 4 – Anorganische stofklassen 47

4 Anorganische stofklassen

Anorganische stoffen bevatten geen C-atomen. Stoffen die wel één of meer C-atomen bevatten noemt men organische stoffen. Enkele C-bevattende stoffen (koolstofmonoxide, koolstofdioxide en de koolzuur en de carbonaten bijv.) worden echter bij de anorganische stoffen ingedeeld. De anorganische stoffen worden ingedeeld in een aantal stofklassen. Die indeling wordt bepaald door het karakteristieke atoom dat of de karakteristieke atomengroep die in de formule voorkomt. Stoffen uit dezelfde stofklasse hebben bepaalde typische eigenschappen.

1 Oxiden

1.1 Definitie

#1 We verwarmen een stukje natrium (metaal) in een kroesje. Het natrium smelt en ontvlamt. Het brandt en er wordt dinatriumoxide gevormd.

Volgende reactie heeft plaats:

4 Na(v) + O2(g) 2 Na2O(v)

Reactiepatroon

metaal + dizuurstof metaaloxide

#2 Een verbrandingslepel met zwavel wordt in de vlam van een bunsenbrander gehouden tot de zwavel brandt. We laten de verbrandingslepel in een lege erlenmeyer zakken. Er wordt zwaveldioxide gevormd.

Volgende reactie heeft plaats:

S(v) + O2(g) SO2(v)

Reactiepatroon

niet-metaal + dizuurstof niet-metaaloxide

Zowel metalen als niet-metalen kunnen met zuurstofgas reageren. Daarbij

ontstaan resp. metaaloxiden MmOn en niet-metaaloxiden nMmOn, met het

O-atoom als karakteristiek atoom.

1.2 Formules en nomenclatuur

Metaaloxiden

Metaaloxiden zijn ionverbindingen: ze zijn opgebouwd uit positieve

metaalionen en negatieve oxide-ionen O2-

. Willen we de formule van een

metaaloxide correct schrijven, dan moeten we ervoor zorgen dat de som van de positieve ladingen (of OG) gelijk is aan de som van de negatieve ladingen (of OG).

Zo is voor dinatriumoxide de correcte formule Na+

2O2-

1 of Na+

2O2-

, voor

dialuminiumtrioxide is de correcte formule Al3+

2O2-

3.

Afb. 1 – Natrium wordt bewaard onder petroleum

Afb. 2 – Zwavel

48 Hoofdstuk 4 – Anorganische stofklassen

Indien het metaalion slechts één lading kan hebben, dan is het gebruik van de telvoorvoegsels in de naam niet nodig. De naam van het metaaloxide bestaat dan uit: naam van het metaal + oxide.

Na2O natriumoxide

Al2O3 aluminiumoxide

Indien van het metaal meerdere ionen bestaan, dan moet de aard van het metaalion in de naam aangeduid worden. Dit kan op twee manieren: telvoorvoegsel + metaal + telvoorvoegsel + oxide metaal + (OG van het metaal) + oxide FeO ijzeroxide ijzer(II)oxide

Fe2O3 diijzertrioxide

ijzer(III)oxide

1 Schrijf de reactievergelijking en geef formule en naam (of namen) van het gevormde metaaloxide. calcium + dizuurstof aluminium + dizuurstof kalium + dizuurstof ijzer(+III) + dizuurstof koper(+I) + dizuurstof

Niet-metaaloxiden

Niet-metaaloxiden zijn covalente verbindingen: ze zijn opgebouwd uit moleculen waarin niet-metaalatomen en zuurstofatomen gebonden zijn door atoombindingen. Willen we de formule van een niet-metaaloxide correct schrijven, dan moeten we ervoor zorgen dat de som van de positieve oxidatiegetallen gelijk is aan de som van de negatieve oxidatiegetallen. Bij niet-metaaloxiden zijn er voor het niet-metaalatoom heel vaak meerdere oxidatiegetallen mogelijk en bestaan er dus meerdere oxiden. In de naam ervan moet op een of andere manier duidelijk gemaakt worden over welk het gaat. Dit kan op dezelfde twee manieren als bij de metaaloxiden.

SO2 zwavel(IV)oxide

zwaveldioxide

SO3 zwavel(VI)oxide

zwaveltrioxide CO koolstof(II)oxide koolstofmonoxide

CO2 koolstof(IV)oxide

koolstofdioxide

2 Geef formule en naam (of namen) van het gevormde niet-metaaloxide. stikstof(+IV) + dizuurstof fosfor(+V) + dizuurstof


1.3 Eigenschappen

Metaaloxiden

Metaaloxiden zijn ionverbindingen en zijn dus vaste stoffen bij gewone omstandigheden.

#3 Het kroesje uit exp #1 bevat natriumoxide. We spuiten er wat water bij en voegen een indicator toe. De oplossing is basisch.

Oxiden van alkali- en aardalkalimetalen (en van sommige andere metalen) reageren met water en vormen hydroxiden, die in water hydroxide-ionen

OH- afsplitsen en zo voor een basisch milieu zorgen. Deze oxiden noemen

we basevormende oxiden.

Reactiepatroon

metaaloxide + water metaalhydroxide (= base)

Na2O + H2O 2 NaOH (natriumhydroxide)

NaOH Na+ + OH

−

CaO + H2O Ca(OH)2 (calciumhydroxide)

Ca(OH)2 Ca2+

+ 2 OH−

Niet-metaaloxiden

Niet-metaaloxiden zijn atoomverbindingen. Meestal zijn ze gasvormig bij gewone omstandigheden, maar sommige zijn vloeibaar of zelfs vast.

#4 De erlenmeyer uit exp #2 bevat zwaveldioxide. We spuiten er wat water bij en voegen een indicator toe. De oplossing is zuur.

Oxiden van niet-metalen reageren met water en vormen zuren, die in water

waterstofionen H+ afsplitsen en zo voor een zuur milieu zorgen. Deze

oxiden noemen we zuurvormende oxiden.

Reactiepatroon

niet-metaaloxide + water oxozuur (= zuur)

SO2 + H2O H2SO3 (zwaveligzuur)

SO3 + H2O H2SO4 (zwavelzuur)

Metaaloxiden kunnen reageren met niet-metaaloxiden.

Reactiepatroon

metaaloxide + niet-metaaloxide zout

CaO + CO2 CaCO3

2. Zuren

2.1 Definitie

Zuren zijn atoomverbindingen die een H+-ion kunnen afsplitsen. Dit kan

bijv. gebeuren bij het oplossen ervan in water en op die manier aanleiding geven tot een zure oplossing. Er zijn twee types van zuren.


Binaire zuren

Binaire zuren zijn moleculen waarin één of meer H-atomen gebonden zijn aan een niet-metaalatoom. De atoombinding tussen beide is polair: het H-atoom is partieel-positief geladen. Voorbeeld: HCl

Ternaire zuren of oxozuren

In ternaire zuren is het centrale atoom een niet-metaalatoom (C, N, Cl , Br , I , S , P). Daaraan zijn één of meer O-atomen gebonden. De karakteristieke H-atomen (zuur!) zijn gebonden aan die O-atomen.

Voorbeelden

HNO3 H2SO4 H3PO4


Binaire zuren

De naam bestaat uit “waterstof” + "(Latijnse stam van de) naam van het niet-metaal" + "ide". Telvoorvoegsels zijn niet nodig: het aantal H-atomen volgt uit het OG van het niet-metaal.

HCl-I waterstof+chlor+ide waterstofchloride

HBr-I waterstof+brom+ide waterstofbromide

H2S-II

waterstof+sulf+ide waterstofsulfide

Ternaire zuren of oxozuren

De naam bestaat uit “waterstof” + "(Latijnse stam van de) naam van het niet-metaal" + "aat". Telvoorvoegsels zijn niet nodig: het aantal H-atomen volgt uit het OG van de zuurrest.

HNO3 waterstof+nitr+aat waterstofnitraat

HClO3 waterstof+chlor+aat waterstofchloraat

HBrO3 waterstof+brom+aat waterstofbromaat

HIO3 waterstof+jod+aat waterstofjodaat

Vaak is er ook een ternair zuur met hetzelfde niet-metaal als centraal atoom, maar met een O-atoom minder. In dat geval gebruikt men als achtervoegsel "iet":

HNO2 waterstof+nitr+iet waterstofnitriet

HClO2 waterstof+chlor+iet waterstofchloriet

Met Cl (en/of Br en/of I) als centraal atoom bestaan er nog twee ternaire zuren. In dat geval wordt in de naam resp. "per" en "aat" (een O-atoom meer dan bij waterstofchloraat) of "hypo" en "iet" (een O-atoom minder dan bij waterstofchloriet) ingebouwd.

HClO4 waterstof+per+chlor+aat waterstofperchloraat

HIO4 waterstof+per+jod+aat waterstofperjodaat

HClO waterstof+hypo+chlor+iet waterstofhypochloriet HBrO waterstof+hypo+brom+iet waterstofhypobromiet HIO waterstof+hypo+jod+iet waterstofhypojodiet

N

O

O

O H

SO O

O

OH

H

PO

O

O

OH

HH


(per = meer, beter / hypo = onder, minder)

Voor ternaire zuren worden vaak triviale namen gebruikt.

Formule Systematische naam Triviale naam

Zuurrest OG zuurrest

Eenwaardige zuren

HNO3

waterstofnitraat salpeterzuur

NO3−

nitraation -I

HNO2

waterstofnitriet salpeterigzuur

NO2−

nitrietion -I

HClO4 , HIO4

waterstofperchloraat perchloorzuur waterstofperjodaat perjoodzuur

ClO4−

perchloraation

IO4−

perjodaation

-I

HClO3 , HBrO3 , HIO3

waterstofchloraat chloorzuur waterstofbromaat broomzuur waterstofjodaat joodzuur

ClO3−

chloraation

BrO3−

bromaation

IO3−

jodaation

-I

HClO2

waterstofchloriet chlorigzuur

ClO2−

chlorietion -I

HClO , HBrO , HIO

waterstofhypochloriet hypochlorigzuur waterstofhypobromiet hypobromigzuur waterstofhypojodiet hypojodigzuur

ClO−

hypochlorietion

BrO−

hypobromietion

IO−

hypojodietion

-I

Tweewaardige zuren

H2CO3

waterstofcarbonaat koolzuur

CO32−

carbonaation -II

N

O

O

O H

NO

O H

Cl

O

O

O

O

H

Cl

O

O O

H

Cl

O

O

H

Cl

OH

CO

O

O

H

H


H2SO4

waterstofsulfaat zwavelzuur

SO42−

sulfaation -II

H2SO3

waterstofsulfiet zwaveligzuur

SO32−

sulfietion -II

Driewaardig zuur

H3PO4

waterstoffosfaat fosforzuur

PO43−

fosfaation -III

2.3 Eigenschappen

Binaire zuren zijn bij gewone omstandigheden gasvormig (HCl, H2S).

Het zijn relatief kleine, eenvoudige moleculen: de londonkrachten zijn vrij zwak. Het zijn ook wel dipoolmoleculen, maar de dipool-dipoolkrachten blijken niet sterk genoeg. Ze zijn gasvormig. Ternaire zuren zijn bij gewone omstandigheden vloeibaar, sommige zelfs vast. Deze moleculen zijn heel wat groter, waardoor de londonkrachten groter zijn. Ook hier spelen dipool-dipoolkrachten een belangrijke rol. Het zijn echter voor de waterstofbruggen die ervoor zorgen dat deze zuren vloeibaar of zelfs vast zijn bij gewone omstandigheden.

Ze zijn goed oplosbaar in water. Bij het oplossen wordt een H+-ion

afgesplitst:

HNO3 H+ + NO3

−

Bij sommige zuren splitst zo goed als elke molecule een H+-ion af: sterke

zuren. Bij andere zijn er slechts enkele moleculen die dit doen: zwakke zuren.

Meerwaardige zuren kunnen meer dan één H+-ion afsplitsen. Dit gebeurt in

stappen:

H3PO4 H+ + H2PO4

−

H2PO4− : diwaterstoffosfaation

H2PO4− H

+ + HPO4

2−

HPO42−

: waterstoffosfaation

HPO42−

H+ + PO4

3−

PO43−

: fosfaation

SO O

O

OH

H

SO O

O

H

H

PO

O

O

OH

HH


3 Basen

3.1 Definitie

Basen zijn verbindingen die een OH−-ion kunnen afsplitsen (Arrhenius) of

een H+-ion kunnen opnemen (Brønsted). Dit kan bijv. gebeuren bij het

oplossen ervan in water en op die manier aanleiding geven tot een basische oplossing. Er zijn twee types van basen.

Hydroxidebasen

Hydroxidebasen zijn ionverbindingen die ontstaan bij de reacties tussen

metaaloxiden en water: M(OH)n. Bij oplossen ervan in water komen er OH−-

ionen vrij (dissociatie van de base).

NaOH Na+ + OH

−

KOH K+ + OH

−

Ca(OH)2 Ca2+

+ 2 OH−

Ba(OH)2 Ba2+

+ 2 OH−

Bij deze basen is de dissociatie zo goed als volledig: we noemen het sterke basen.

Stikstofbasen

Stikstofbasen zijn atoomverbindingen die minstens één N-atoom bevatten.

Het eenvoudigste voorbeeld is ammoniak NH3. Ook alle aminen zijn

stikstofbasen.

In water kunnen ze een H+-ion opnemen (Brønsted):

NH3 + H2O NH4+ + OH

−

CH3-NH2 + H2O CH3-NH3+ + OH

−


De naam van metaalhydroxiden bestaat uit: “naam van het metaal” + “hydroxide” NaOH natriumhydroxide

Ca(OH)2 calciumhydroxide

Indien het metaalion meerdere ladingen kan hebben, bestaan er meerdere hydroxiden. In de naam ervan moet op een of andere manier duidelijk gemaakt worden over welk het gaat. Dit kan op twee manieren:

Fe(OH)2 ijzerdihydroxide

ijzer(II)hydroxide

3 Geef formule en naam (of namen) van het hydroxide van volgende

metalen: Ba K Cu(+II) Zn Al


3.3 Eigenschappen

Hydroxiden zijn ionverbindingen. Door de sterke aantrekkingskrachten tussen de ionen zijn het alle vaste stoffen bij gewone omstandigheden (hoog smeltpunt en kookpunt). De hydroxiden van de alkalimetalen zijn zeer goed oplosbaar in water: NaOH, KOH. Hydroxiden van de

aardalkalimetalen zijn minder goed oplosbaar: Ca(OH)2 , Ba(OH)2. Alle

andere hydroxiden zijn zeer weinig oplosbaar in water. Bij oplossen in water zullen hydroxiden dissociëren:

NaOH Na+ + OH

−

Ca(OH)2 Ca2+

+ 2 OH−

4 Zouten

4.1 Definitie

#5 In een bekertje gieten we 10 mL HCl-oplossing. We voegen enkele druppels broomthymolblauw toe. We vullen een buret met NaOH-oplossing, waaraan we eveneens enkele druppels broomthymolblauw toegevoegd hebben. We laten de NaOH-oplossing bij de HCl-oplossing druppelen tot de indicator een groene kleur heeft. De ontstane oplossing is noch zuur noch basisch, maar neutraal.

Men zegt dat de base het zuur neutraliseert. Men kan met evenveel reden zeggen dat het zuur de base neutraliseert. Tijdens deze neutralisatie ontstaan een zout en water.

Reactiepatroon

hydroxide + zuur zout + water

NaOH + HCl NaCl + H2O

Zouten zijn ionverbindingen. Bij oplossen in water komen de ionen vrij (dissociatie van het zout).

Het positieve ion is een metaalion of een ammoniumion (NH4+). Het

negatieve ion noemen we de zuurrest Z.


Algemeen kunnen we de formule van een zout als volgt voorstellen:

MmZn

M is een metaalion, maar kan hier ook een ammoniumion voorstellen:

NH4+.

Willen we de formule van een zout correct schrijven, dan moeten we ervoor zorgen dat de som van de positieve ladingen (of OG) gelijk is aan de som van de negatieve ladingen (of OG).

Zo is de correcte formule van aluminiumsulfaat Al3+

2(SO42-

)3

Indien het metaalion slechts één lading kan hebben, dan is het gebruik van de telvoorvoegsels in de naam niet nodig. De naam van het zout bestaat dan uit: naam van het metaal + naam van de zuurrest. NaCl natriumchloride

Al2(SO4)3 aluminiumsulfaat

Indien het positieve ion een ammoniumion is, gelden dezelfde regels.

(NH4)3PO4 ammoniumfosfaat


Indien van het metaal meerdere ionen bestaan, dan moet de lading van het metaalion in de naam aangeduid worden. Dit kan op twee manieren:

1. telvoorvoegsel + metaal + telvoorvoegsel + zuurrest 2. metaal + (OG van het metaal) + zuurrest

Fe(NO3)2 ijzerdinitraat Fe(NO3)3 ijzertrinitraat

ijzer(II)nitraat ijzer(III)nitraat

Cu2SO4 dikopersulfaat CuSO4 kopersulfaat

koper(I)sulfaat koper(II)sulfaat

Bij meerwaardige zuren kunnen één of meer H-atomen vervangen zijn door een metaal. Indien niet alle H-atomen vervangen zijn door een metaal, spreken we van zure zouten.

H3PO4 waterstoffosfaat fosforzuur

NaH2PO4 natriumdiwaterstoffosfaat

Na2HPO4 natriumwaterstoffosfaat

Na3PO4 natriumfosfaat

Bij dubbelzouten zijn er meerdere positieve ionen of meerdere zuurresten in het zout aanwezig. Mohr’s zout is daarvan een typisch voorbeeld:

(NH4+)2Fe

2+(SO4

2−)2.

Ook aluin is een dubbelzout: K+Al

3+(SO4

2−)2.12H2O. Het is bovendien een

hydraat. In een hydraat zijn een aantal watermoleculen opgenomen in het kristalrooster en daardoor tamelijk sterk gebonden. Ook soda is een

hydraat: Na2CO3.10H2O. Let op: de naam “soda” komt ook voor in de

namen van enkele andere verbindingen: NaOH bijtende soda

NaHCO3 natriumwaterstofcarbonaat natriumbicarbonaat baksoda

4 Geef formule en naam (of namen) van de zouten bestaande uit volgende

ionen (de ladingen van de ionen zijn niet gegeven, maar af te leiden uit de tabellen):

Na NO3

K SO4

Ba PO4

Cu(+II) Br

Cu(+I) SO3

Zn ClO3

Fe(+II) NO2

Al CO3

Na PO4

Ca HCO3

Fe(+III) H2PO4

Afb. 3 – Soda


5 Schrijf de reactievergelijking voor volgende reacties:

Ca(OH)2 + HCl

KOH + H2SO4

Ba(OH)2 + HNO3

Al(OH)3 + HBr

Fe(OH)2 + H3PO4

4.3 Eigenschappen Zouten zijn ionverbindingen. Het zijn dus vaste stoffen bij gewone omstandigheden. Door de sterke ionbinding tussen de ionen hebben ze een hoog smeltpunt en een nog hoger kookpunt. In waterig midden worden de aantrekkingskrachten tussen de ionen ongeveer 80 keer kleiner. Bij heel wat zouten volstaat dit om het ionrooster volledig te laten afbrokkelen: die zouten lossen op en zullen daarbij dissociëren:

Al(NO3)3 Al3+

+ 3 NO3−

6 Schrijf de dissociatievergelijkingen van de zouten uit oefening 4.

5 Reacties tussen metalen en zuren

#6 We gieten wat waterstofchloride-oplossing op zinkkorrels. We houden de opening van de reageerbuis bij een bunsenvlam.

Zink (metaal) reageert met waterstofchloride (zuur). Daarbij ontstaat diwaterstof (knalgasproef). Tegelijk wordt de zink omgezet in zinkchloride (dat oplost).

Zn(v) + 2 HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)

Veel metalen reageren op dezelfde manier met zuren. We noemen dit onedele metalen. Sommige metalen (Cu bijv.) reageren enkel met oxiderende zuren, maar die reacties gebeuren niet volgens dit reactiepatroon. De edele metalen (Au bijv.) reageren niet.

Reactiepatroon

(onedel) metaal + zuur zout + waterstofgas

7 Schrijf de reactievergelijkingen voor de reacties tussen volgende

(onedele) metalen en volgende zuren. Geef ook de correcte naam (namen) van de gevormde zouten. magnesium + salpeterzuur aluminium + zwavelzuur zink + chloorzuur ijzer(+II) + waterstofchloride


6 Reacties tussen metalen en niet-metalen

#7 In een reageerbuis met wat vloeibare dibroom laten we een bolletje aluminiumfolie vallen.

Na een tijdje start een felle reactie, waarbij de aluminiumfolie zelfs smelt. In het koudere gedeelte van de reageerbuis ontstaat er aluminiumbromide.

2 Al(v) + 3 Br2(vl) 2 AlBr3(v)

#8 In een kwartsbuis smelten we een klein stukje natriummetaal. Dan leiden we er dichloor over.

Er heeft een felle reactie plaats waarbij natriumchloride gevormd wordt.

2 Na(vl) + Cl2(g) 2 NaCl(v)

We kunnen dit samenvatten in volgend

Reactiepatroon

metaal + niet-metaal zout

8 Schrijf de reactievergelijkingen voor de volgende reacties tussen metalen en niet-metalen. Geef ook de naam (namen) van de gevormde zouten. ijzer(+II) + octazwavel calcium + dijood ijzer(+III) + dichloor

7 Reacties tussen metalen en water

#9 We laten voorzichtig een klein stukje natriummetaal in een schaal met water, waaraan enkele druppels fenolftaleïne werden toegevoegd, vallen.

#10 We laten ook een klein stukje kaliummetaal in een schaal met water, waaraan enkele druppels fenolftaleïne werden toegevoegd, vallen.

In beide gevallen reageert het (alkalimetaal) zeer fel met water. Volgende reacties hebben plaats:

2 Na(v) + 2 H2O(vl) 2 NaOH(aq) + H2(g)

2 K(v) + 2 H2O(vl) 2 KOH(aq) + H2(g)

Reactiepatroon

alkalimetaal/aardalkalimetaal + water hydroxide + waterstofgas

Andere (onedele) metalen reageren ook met water. Die reacties verlopen echter traag en volgens een heel ander reactiepatroon.


9 Schrijf de reactievergelijkingen voor de reacties tussen volgende

metalen en water. Geef ook de naam (namen) van de gevormde hydroxiden. magnesium + water rubidium + water calcium + water

8 Enkele toepassingen

Calciumoxide of ongebluste kalk wordt vaak gebruikt als droogmiddel. Het vertoont n.l. een grote affiniteit voor water:

CaO + H2O Ca(OH)2

Bij deze reactie ontstaat calciumhydroxide of gebluste kalk. CaO is basevormend. Om die reden wordt het gebruikt in de waterzuivering: het vermindert de zuurheid van het afvalwater. Bovendien reageert het met de aanwezige fosfaten, die daarbij neerslaan en uit het afvalwater verdwijnen.

Met een verzadigde oplossing van calciumhydroxide (kalkwater) kunnen we koolstofdioxide aantonen.

#11 We leiden koolstofdioxidegas door een reageerbuis met kalkwater. Het kalkwater wordt wit-troebel.

Natriumwaterstofcarbonaat NaHCO3 wordt, gemengd met citroenzuur of

wijnsteenzuur (beide zijn vaste stoffen), bakpoeder genoemd. Er ontstaat koolstofdioxidegas bij contact met water:

NaHCO3 + H+ (zuur) Na

+ + CO2(g) + H2O

Het gevormde koolstofdioxidegas doet het gebak rijzen. Bloem waaraan bakpoeder is toegevoegd noemt men zelfrijzende bloem of bakmeel.

Natriumcarbonaat Na2CO3 wordt ook soda genoemd. Het wordt in het

huishouden gebruikt als reinigings- en ontvettingsmiddel. Ook in wasmiddelen is het aanwezig. De grootste verbruiker is de glasindustrie: het wordt toegevoegd om het smeltpunt van glas te verlagen.

Bijtende soda is een andere naam voor natriumhydroxide NaOH. Ontstopper bevat bijtende soda en is daarom een gevaarlijk goedje dat met de nodige omzichtigheid moet behandeld worden. NaOH is namelijk zeer corrosief en tast huid en ogen aan.

Bleekwater (Javel of Eau de Javel, genoemd naar de naam van het Franse dorpje waar het voor het eerst geproduceerd werd) is een oplossing van natriumhypochloriet NaClO in water. Javel wordt in het huishouden vooral gebruikt omwille van de sterk desinfecterende eigenschappen. De oplossing heeft blekende eigenschappen: kleurstoffen worden geoxideerd, waardoor de kleur verdwijnt.

Afb. 4 – Bakpoeder

Afb. 6 – Zelfrijzende

bloem

Afb. 5 – Ontstopper

Afb. 7 – Bleekwater


Zuurstofwater is dan weer de populaire naam van een heel ander product:

het is een oplossing van waterstofperoxide H2O2 in water. In H2O2 heeft de

zuurstof een uitzonderlijk oxidatiegetal: –I. Daardoor is de stof oxiderend. Het wordt daarom als ontsmettingsmiddel gebruikt (3%-oplossing). Zuurstofwater heeft ook blekende eigenschappen (bleken van haar). Oplossingen met een concentratie groter dan 30% zijn explosief.

Afb. 8 – Zuurstofwater

Hoofdstuk 5 – Organische stofklassen 61

5 Organische stofklassen

Organische stoffen bestaan uit moleculen die opgebouwd zijn uit één of meer koolstofatomen die onderling en/of aan andere atomen gebonden zijn door middel van atoombindingen. Een zeer belangrijke groep organische stoffen, zeker voor wat betreft de nomenclatuur in de organische chemie, zijn de alkanen.

1 Alkanen

1.1 Definitie en formules

Alkanen zijn de meest eenvoudige organische stoffen. Het zijn verzadigde koolwaterstoffen:

Verzadigd omdat er alleen enkelvoudige atoombindingen in de molecule voorkomen.

Koolwaterstof omdat de molecule alleen C- en H-atomen bevat.

De eenvoudigste molecule is de methaanmolecule CH4.

In deze molecule zijn er aan het C-atoom vier H-atomen gebonden door middel van een enkelvoudige atoombinding. Alle atomen van de molecule hebben daardoor een stabiele edelgasconfiguratie. Deze molecule heeft een tetraëdrische structuur: de vier H-atomen bevinden zich op de toppen van een regelmatige vierhoek (tetraëder) waarvan het C-atoom het middelpunt vormt. De hoeken tussen de C−H-bindingen zijn alle even groot: 109° 28’.

methaan

CH4

Alkanen kunnen ook twee of meer C-atomen bevatten:

ethaan

C2H6

propaan

C3H8

Merk op dat er in deze homologe reeks van de alkanen telkens één C-

atoom en twee H-atomen, een CH2-groep dus, bijgevoegd worden: CH4 +

CH2 = C2H6 + CH2 = C3H8 + CH2 = C4H10 + CH2 = C5H12 + …

Alkanen hebben als algemene formule CnH2n+2.

C

H

HHH

62 Hoofdstuk 5 – Organische stofklassen

De eerste vier alkanen hebben hun ingeburgerde naam behouden: methaan, ethaan, propaan, butaan.

Vanaf C5H12 wordt de benaming gevormd door de Griekse telwoorden, die

het aantal C-atomen aangeven, en de uitgang −aan.

Naam Brutoformule

Verkorte structuurformule

Structuurformule Zaagtandformule

methaan CH4

CH4

ethaan C2H6

CH3–CH3

propaan C3H8

CH3–CH2–CH3

n-butaan C4H10

CH3–CH2–CH2–CH3

n-pentaan C5H12

CH3–(CH2)3–CH3

n-hexaan C6H14

CH3–(CH2)4–CH3

n-heptaan C7H16

CH3–(CH2)5–CH3

n-octaan C8H18

CH3–(CH2)6–CH3

C

H

H

H

H

C

H

H

H

C

H

H

H

C

H

H

H

C

H

C

H

H

H

H

C

H

H

H

C

H

C

H

H

H

C

H

H

H

C

H

H

H

C

H

C

H

H

H

C

H

H

C

H

H

H

C

H

H

H

C

H

C

H

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

H

C

H

H

H

C

H

C

H

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

H

C

H

H

H

C

H

C

H

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

H


n-nonaan C9H20

CH3–(CH2)7–CH3

n-decaan C10H22

CH3–(CH2)8–CH3

De meest gebruikte voorstelling van organische moleculen is de zaagtandformule. Bij deze voorstelling worden de H-atomen niet geschreven. Zelfs de C-atomen worden weggelaten, zodat enkel de C−C-bindingen overblijven.

Let op: de zaagtandformule geeft niet noodzakelijk de correcte ruimtelijke geometrie van de molecule weer!

1.2 Isomerie

De formule van butaan is C4H10. Maar met 4 C-atomen en 10 H-atomen

kunnen we twee verschillende structuren, beide stabiel, opbouwen.

n-butaan

methylpropaan (isobutaan)

In de eerste molecule is de koolstofketen niet vertakt: we noemen het normaal-butaan of n-butaan. In de tweede molecule telt de langste koolstofketen slechts drie C-atomen en is het vierde C-atoom gebonden aan het middelste: we noemen dit methylpropaan of isobutaan. Beide alkanen

zijn isomeren: ze hebben dezelfde brutoformule C4H10 maar een

verschillende structuur en dus verschillende fysische en chemische eigenschappen. In bovenstaand voorbeeld verschilt enkel de vorm van de koolstofketen. We spreken dan van ketenisomeren. In de organische chemie zegt een molecuulformule (brutoformule) dus meestal niet genoeg. We moeten in de meeste gevallen de structuur van de molecule op een of andere manier weergeven.

C

H

H

H

C

H

C

H

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

H

C

H

H

H

C

H

C

H

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

H

C

H

H

H

C

H

C

H

H

H

C

H

H

H CH3 CH2 CH2 CH3

C

H

H

H

C

H

C

H

H

H

C HH

H

CH3 CH CH3

CH3

Afb. 1 – Zaagtandformule


Er zijn drie isomeren met als brutoformule C5H12:

n-pentaan

isopentaan of 2-methylbutaan

neopentaan of 2,2-dimethylpropaan

Isomeren zijn moleculen met dezelfde brutoformule, maar met een verschillende structuur. Ketenisomeren zijn isomeren waarbij enkel de vorm van de keten verschilt.

Het aantal isomeren stijgt met het toenemend aantal C-atomen in de

moleculen. Van C10H24 bestaan 76 isomeren, van C20H42 niet minder dan

366 320.

1.3 Nomenclatuur van de vertakte alkanen

Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen. Dit is de hoofdketen. Indien er meerdere mogelijkheden zijn, kies dan voor de hoofdketen met de meeste vertakkingen. Voeg bij de gepaste stamnaam de uitgang -aan. Deze naam komt achteraan.

In volgende structuur komen in het totaal 10 C-atomen en 22 H-atomen voor (C10H22):

We vinden hierin zomaar eventjes zes (langste) niet-vertakte koolstofketens:

De laatste twee komen niet in aanmerking, want zij hebben maar twee vertakkingen, terwijl de eerste vier er drie hebben. Vermits dus de langste niet-vertakte keten zes C-atomen bevat wordt de stamnaam hexaan. Merk terloops op dat de eerste vier formules eigenlijk volkomen identiek zijn.

C

H

H

H

C

H

C

H

H

H

C

H

H

C

H

H

H CH3 CH2 CH2 CH2 CH3

C

H

H

H

C

H

C

H

H

C HH

H

C

H

H

HCH CH2CH3

CH3

CH3

1 2 3 4

C C

C

C

C

H

H H H

H

H

HH

H

H

H

H C

CH3

CH3 CH3

CH3

1 2 3

Afb. 2 – Stamnamen


Nummer de hoofdketen zodanig dat de vertakkingen gebeuren op de C-atomen met de kleinste nummers.

De nummering kan op twee manieren gebeuren:

In dit geval zijn er vertakkingen op de C−atomen met nummers 2, 4 en 5 (maakt samen 11).

In dit geval zijn er vertakkingen op de C−atomen met nummers 2, 3 en 5 (maakt samen 10). We kiezen dus voor deze nummering.

Noem de zijketens (groepen) die op de hoofdketen staan voor de stamnaam in alfabetische volgorde, eventueel voorafgegaan door een voorvoegsel (niet bepalend voor de alfabetische volgorde!) dat het aantal groepen weergeeft, eventueel voorafgegaan door een plaatscijfer.

De zijketens krijgen een naam die afhangt van het aantal C-atomen dat erin voorkomt. Deze naam krijgen we als we de uitgang -aan van het alkaan vervangen door de uitgang -yl.

methaan CH4 CH3− methyl−

ethaan CH3−CH3 C2H6 CH3−CH2− C2H5− ethyl−

propaan CH3−CH2−CH3 C3H8 CH3−CH2−CH2− C3H7− propyl−

De naam van bovenstaand vertakte alkaan wordt dus:

3-ethyl-2,5-dimethylhexaan

(want ethyl- wordt voor methyl- gerangschikt)

Alkylradicalen of -groepen zijn (CnH2n+1)-groepen die afgeleid zijn van

alkanen waaruit één H-atoom is onttrokken.

Plaatsisomeren zijn isomeren waarvan de plaats van een groep of radicaal verschilt.

1 Met C6H14 als brutoformule kunnen 5 isomeren geschreven worden.

Doe dat en tracht ze ook een naam te geven.

De wereldenergievoorziening steunt in hoge mate op de verbranding van aardolieproducten en aardgas, die voornamelijk uit alkanen bestaan. Deze grondstoffen vormen daarenboven de basis van de hele petrochemie, waaruit producten ontstaan die uit de moderne samenleving niet meer weg te denken zijn.

123456 1

23

45

6

12

34

56

methyl- ethyl-

methyl-


Methaan is het hoofdbestanddeel van aardgas. Methaan wordt vaak via tankschepen aangevoerd. In streken waar geen aardgasleiding ligt, wordt vaak propaan als brandstof gebruikt.

Butaan wordt in stalen flessen verkocht: kookvuren, campinggas.

L.P.G. (Liquid Petroleum Gas) is een gasmengsel dat in de raffinaderij uit aardolie gewonnen wordt. Het bestaat uit alkanen met drie en/of vier C-atomen en wordt aangewend als motorbrandstof.

Benzine bevat zowat driehonderd verschillende verbindingen, meestal

alkanen (C7 - C8).

Kerosine, gasolie, stookolie (brandstof voor diesel- of reactiemotoren):

bevaten hoofdzakelijk alkanen (C10 - C16).

White spirit is een mengsel van verzadigde koolwaterstoffen met 7 tot 12 koolstofatomen. Het wordt gebruikt als verdunmiddel en oplosmiddel voor verf, vernis, … en voor het uitspoelen van kwasten.

Paraffine is een vast mengsel van alkanen met 18 tot 32 koolstofatomen. Het wordt gebruikt voor de productie van kaarsen, het waxen van ski’s en het maken van coupes bij microscopische preparaten.

2 Alkenen


Alkenen zijn onverzadigde koolwaterstoffen:

Onverzadigd omdat er dubbele atoombindingen in de molecule voorkomen.

Koolwaterstof omdat de molecule alleen koolstof- en waterstofatomen bevat.

De eenvoudigste molecule is de etheenmolecule C2H4:

De twee C-atomen zijn aan elkaar gebonden met een dubbele atoombinding. Aan elk C-atoom zijn er nog twee H-atomen gebonden. Deze molecule heeft een vlakke trigonale structuur: de omringende atomen (1 C en 2 H) bevinden zich op de toppen van een gelijkzijdige driehoek, waarvan het C-atoom het middelpunt vormt. De hoeken tussen de bindingen zijn alle even groot: 120°.

etheen

C2H4

Ook in langere ketens kan een dubbele binding voorkomen.

C CH

H

H

H

120°

Afb. 3 – Oliepijpleiding in Alaska

Afb. 4 – Aardgastanker Methania

Afb. 5 - Benzine


C3H6

propeen

C4H8

but-1-een

but-2-een

Een alkaan heeft als brutoformule CnH2n+2. Indien in de keten tussen twee

C-atomen een dubbele binding aanwezig is, dan heeft dit tot gevolg dat aan beide C-atomen één H-atoom minder gebonden is. De algemene formule

van alkenen is dus CnH2n.

2.2 Nomenclatuur van de alkenen

We illustreren de nomenclatuurregels aan de hand van volgende voorbeeldmolecule:

In deze structuur komen in het totaal 6 C-atomen en 12 H-atomen voor

(C6H12).

Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen met de dubbele binding. Voeg bij de corresponderende stamnaam (aantal C-atomen) de uitgang –een. Deze naam komt achteraan.

penteen

Nummer deze langste keten zodanig dat de C-atomen waartussen de dubbele binding staat de kleinst mogelijke nummers krijgen. Plaats het kleinste van die nummers na de stamnaam en voor de uitgang.

pent-1-een

C C

H

H

H

CH3

CH2 CH CH3

C C

H

H

H

C C

H

H H

H

H

CH2 CH CH2 CH3

C C

H H

CC

H

H H HH

HCH3 CH CH CH3

1

2

3

4

5


Duid de zijketens op de gewone manier aan (alfabetisch - plaatscijfer - aantal - naam).

3-methylpent-1-een

2 Geef volgende alkenen een naam.

Ethyleen (etheen)

Etheen is een belangrijke grondstof. De chemische eigenschappen worden bepaald door de aanwezigheid van de dubbele binding. Daardoor kan etheen twee soorten chemische reacties ondergaan die bij ethaan bijvoorbeeld niet mogelijk zijn: additiereacties en polymerisatiereacties. Het is de grondstof voor de productie van polyethyleen: LDPE = lagedichtheidpolyetheen (huishoudfolie, flessen) HDPE = hogedichtheidpolyetheen (flessen, buizen)

3 Alkynen


Ook alkynen zijn onverzadigde koolwaterstoffen:

Onverzadigd omdat er drievoudige atoombindingen in de molecule voorkomen.

Koolwaterstof omdat de molecule alleen koolstof- en waterstofatomen bevat.

De eenvoudigste molecule is de ethynmolecule C2H2.

De twee C-atomen zijn aan elkaar gebonden met een drievoudige atoombinding. Aan elk C-atoom is er nog één H-atoom gebonden. Deze molecule heeft een lineaire structuur: alle atomen (2 C en 2 H) liggen op een rechte. De hoeken tussen de bindingen zijn dus 180°.

ethyn

C2H2

Ook in langere ketens kan een drievoudige binding voorkomen.

1

2

3

4

5

methyl-

C C HH

180° 180°

Afb. 6 – Vuilniszakken (LDPE)

Afb. 7 – Flessen (LDPE)

Afb. 8 – Buizen (HDPE)


C3H4

propyn

C4H6

but-1-yn

but-2-yn

Een alkaan heeft als brutoformule CnH2n+2. Indien in de keten tussen twee

C-atomen een drievoudige binding aanwezig is, dan heeft dit tot gevolg dat aan beide C-atomen twee H-atomen minder gebonden zijn. De algemene

formule van alkynen is dus CnH2n−2.

3.2 Nomenclatuur van de alkynen

We illustreren de nomenclatuurregels aan de hand van volgende voorbeeldmolecule:

In deze structuur komen in het totaal 7 C-atomen en 12 H-atomen voor

(C7H12).

Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen met de drievoudige binding. Voeg bij de corresponderende stamnaam (aantal koolstofatomen) de uitgang -yn.

hexyn

Nummer deze langste keten zodanig dat de koolstofatomen waartussen de drievoudige binding staat de kleinst mogelijke nummers krijgen. Plaats het kleinste van die nummers na de stamnaam en voor de uitgang.

hex-2-yn

C C CH

H

H

H

H C C CH3

C C CH

H

H

C

H

H

HH C C CH2 CH3

C C CH C

H

H

H

H

H

C C CH3CH3

1

2

3

4

5

6


Duid de zijketens op de gewone manier aan (alfabetisch - plaatscijfer - aantal - naam).

5-methylhex-2-yn

3 Geef de namen van volgende alkynen.

Acetyleen (ethyn)

Ethyn (ook acetyleen genoemd) wordt gebruikt bij het autogeenlassen en in snijbranders. Hierbij wordt ethyn verbrand:

2 C2H2(g) + 5 O2(g) 4 CO2(g) + 2 H2O(g)

De exotherme reactie kan de temperatuur doen oplopen tot 3100 °C.

4 Cyclische koolwaterstoffen

Ook gesloten koolstofketens of ringstructuren zijn mogelijk. Zowel bij de alkanen (cycloalkanen) als bij de alkenen (cycloalkenen). Cycloalkynen zijn, omwille van de lineaire omringing bij de drievoudige binding, enkel mogelijk met een groot aantal koolstofatomen en daardoor zeer zeldzaam.

cyclohexaan

cyclohexeen

Ook hier kunnen er zijketens aanwezig zijn:

1,3-dimethylcyclohexaan

1

2

3

4

5

6

methyl

C

CC

C

CC

H

H

H

HH H

H

H

H

H

H H

C

CC

C

CC

H

H

H

H

H

HH H

H

H

CH3

CH3

Afb. 9 - Autogeenlassen


2,4-dimethylcyclohexeen

5 Benzeen

Een bijzondere koolwaterstofmolecule is benzeen. En dit om verschillende redenen. De structuur van benzeen was lange tijd ongekend. Uit analyse is gebleken dat benzeen enkel de elementen koolstof en waterstof bevat en wel in volgende verhouding: 92,3 massa-% C en 7,7 massa-% H. Uit deze gegevens volgt dat in een benzeenmolecule evenveel

C- als H-atomen voorkomen. Mogelijke formules zijn dus: CH , C2H2 , C3H3 ,

C4H4 , …

De bepaling van de molecuulmassa van benzeen leverde 78,0 u als resultaat (zie massaspectrogram). Dit wil zeggen dat de formule C6H6 is. Hiermee weten we dus nog niets over de structuur van benzeen, want met de formule C6H6 corresponderen enorm veel structuurmogelijkheden. Het was Kekulé die voor het eerst een aanvaardbare structuur voorstelde: een zesring van koolstofatomen met afwisselend enkele en dubbele bindingen, met aan elk koolstofatoom één waterstofatoom gebonden. Deze structuur heeft echter eigenschappen die niet helemaal overeenstemmen met de eigenschappen van benzeen. De voorgestelde structuur bevat drie dubbele bindingen. Dit zou voor gevolg hebben dat additiereacties (zie later) mogelijk zijn. Nochtans is dit bij benzeen slechts in zeer geringe mate het geval, terwijl dat voor cyclohexeen wel zo is.

Onderzoek van de benzeenring heeft uitgewezen dat het gaat om een volkomen regelmatige zeshoek: de afstand tussen alle naburige koolstofatomen is identiek. Dit stemt eigenlijk niet overeen met de voorgestelde structuur, want de afstand tussen dubbelgebonden koolstofatomen (134 pm) is kleiner dan de afstand tussen enkelvoudig-

gebonden koolstofatomen (154 pm). Als we hiermee rekening houden komen we tot een onregelmatige zeshoek, zoals uit de (sterk overdreven) figuur blijkt. Meestal wordt voor benzeen een van volgende voorstellingen gebruikt:

of

Benzeen is een zeer gevaarlijk product: het is zeer brandbaar en uitermate giftig (kankerverwekkend). Vandaar dat het met de nodige omzichtigheid moet behandeld worden en dat er bij industriële toepassingen zeer strenge veiligheidsmaatregelen genomen worden.

CH3

CH3

Afb. 12 – August Kekulé

C

CC

C

CC

H

H

H

H

H

H

Afb. 10 – Analyse van benzeen

Afb. 11 – Massaspectrum van benzeen


Organische moleculen die één of meer benzeenringen bevatten worden gerangschikt bij de aromaten.

methylbenzeen tolueen

broombenzeen

1,3-dichloorbenzeen

naftaleen

Koolwaterstoffen bevatten enkele koolstof- en waterstofatomen. Van zodra er ook andere atomen (heteroatomen) of atoomgroepen in of op de koolstofketen aanwezig zijn, krijgen deze moleculen nieuwe extra chemische eigenschappen. Het atoom of de atomengroep wordt de karakteristieke of functionele groep genoemd.

6 Halogeenalkanen

Halogeenalkanen zijn alkanen waarin minstens één waterstofatoom vervangen is door een halogeenatoom (F, Cl, Br, I).

Nomenclatuur

Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen waarop zoveel mogelijk halogeenatomen gebonden zijn. Dit is de hoofdketen. De naam van het alkaan met evenveel koolstofatomen wordt de basisnaam. Plaats de naam (namen) van de zijketen(s) in alfabetische volgorde voor de basisnaam. Geef eventueel het aantal (di-, tri-, tetra-, …) en de plaats(en) aan. Voer de ketennummering zodanig in dat het (de) plaatscijfer(s) zo klein mogelijk is (zijn). Plaats de naam (namen) van het (de) aanwezige halogeenatoom(atomen) , eveneens in alfabetische volgorde, helemaal vooraan. Geef ook hier eventueel het aantal en de plaats(en) aan.

CH3

Br

Cl

Cl

X (F,Cl,Br,I) R X


Voorbeeld

Bijzondere gevallen

Formule Namen Bijzonderheden

CHCl3 trichloormethaan chloroform

CCl4

tetrachloormethaan koolstoftetrachloride tetra

dichloordifenyltrichloorethaan DDT

Vroeger gebruikt als insecticide, nu volledig verboden.

CCl2F2 dichloordifluormethaan freon 12 / R12

Deze stoffen werden vroeger gebruikt als drijfgas voor spuitbussen en in koelinstallaties. Het zijn onbrandbare, reukloze, niet-toxische stoffen. Sinds 1974 hebben talrijke onderzoeken uitgewezen dat deze stoffen de ozonlaag, die ons beschermt tegen uv-straling, aantast. Als drijfgas worden ze vervangen door butaan en

lachgas (N2O).

CClF3 chloortrifluormethaan freon 13 / R13

CHClF2 chloordifluormethaan freon 22 / R22

C2HCl3F2

1,2,2-trichloor-1,1-difluorethaan freon 122

Chloroform (trichloormethaan) Tetra (Tetrachloormethaan)

Vele vloeibare halogeenalkanen zijn industriële oplosmiddelen. Ze hebben het voordeel onontvlambaar te zijn. De brandbaarheid neemt af met toenemend aantal halogeenatomen. Chloroform wordt o.a. gebruikt bij het extraheren van antibiotica, hormonen en etherische oliën. In droogkuisinstallaties voor textiel en kledingstukken werd vroeger vaak tetra gebruikt. Tegenwoordig echter gebruikt men meestal 1,1,2-trichlooretheen. Halogeenalkanen, vooral de dampen, zijn echter zeer giftig.


4 Geef de juiste naam van volgende halogeenderivaten.

a

b

c

d

e

f

g

h

i

j

k

l

7 Alcoholen

Alcoholen of alkanolen zijn alkanen waarin één of meer waterstofatomen vervangen zijn door één of meer OH-groepen.

Nomenclatuur

Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen waarop zoveel mogelijk OH-groepen gebonden zijn. Dit is de hoofdketen. De naam van het alkaan met evenveel koolstofatomen wordt de basisnaam. Gebruik het achtervoegsel –ol om aan te duiden dat een waterstofatoom vervangen is door een OH-groep. Zijn er meerdere waterstofatomen vervangen door een OH-groep, dan wordt het aantal opgegeven door voor het achtervoegsel een telwoord te plaatsen: diol, triol, … Indien nodig worden de plaatsen van de alcoholfuncties opgegeven met cijfers. De nummering wordt zodanig gekozen dat de alcoholfunctie(s) het kleinste nummer krijgen. De plaatscijfers worden vlak voor het achtervoegsel –ol geplaatst. Eventuele zijketens en andere functies worden op de gewone manier vooraan geplaatst.

Voorbeelden

CH3OH methanol methylalcohol

C2H5OH ethanol ethylalcohol

CH3−CH2−CH2−OH

propaan-1-ol n-propanol n-propylalcohol

F

ClBr

Br

F Cl

Br ClBr

ClCl

F

H

C C

Cl

Cl

HH

CH3

CH3

Br Br

Br F

Cl

Cl

Cl

F

OH R OH


propaan-2-ol isopropanol isopropylalcohol

CH3−CH2−CH2−CH2−OH

butaan-1-ol n-butanol n-butylalcohol

butaan-2-ol sec-butanol sec-butylalcohol

2-methylpropaan-2-ol tert-butanol tert-butylalcohol

2-methylpropaan-1-ol isobutanol isobutylalcohol

3-chloor-4-methylpentaan-2,3-diol

ethaan-1,2-diol glycol

propaan-1,2,3-triol glycerol glycerine

Methylalcohol (methanol) Ethylalcohol (ethanol) Glycol (ethaan-1,2-diol) Glycerol (propaan-1,2,3-triol)

Alcoholen zijn belangrijke grondstoffen. Door oxidatie ervan kunnen aldehyden, ketonen en carbonzuren gemaakt worden. Ook halogeenalkanen, ethers, alkenen en esters kunnen uit alcoholen gesynthetiseerd worden. Methanol wordt gebruikt als brandstof in fonduestellen en kampeerfornuisjes: brandalcohol. Het is echter zeer giftig! Methanol kan omgezet worden in methanal (formaldehyd), een van de grondstoffen voor de productie van bakeliet (fenolformaldehydhars), een kunststof die veel gebruikt wordt in elektrische schakelaars en toestellen. Ethanol wordt veel verbruikt in allerlei alcoholische dranken. Soms gebruikt men het ook als brandalcohol of zelfs als brandstof voor voertuigen (Mexico, Brazilië). Glycerol wordt dan weer veel gebruikt als antivriesmiddel (net als glycol trouwens), in geneesmiddelen, snoepgoed, tandpasta, carbonpapier en als grondstof voor de productie van dynamiet (nitroglycerol geabsorbeerd op kiezelgoer, voor het eerst gemaakt door Nobel) en van sommige vezels (polyester).

CH3 CH CH3

OH

CH3 CH CH2

OH

CH3

CH3 C

OH

CH3

CH3

CH3 CH CH2

CH3

OH

OH

OH

Cl

CH2

CH2

OH

OH

CH2

CH

CH2

OH

OH

OH

Afb. 13 – Fonduestel met methanolbrander

Afb. 14 – Ethanol als brandstof

Afb. 15 – Alfred Nobel


5 Geef de juiste naam van volgende alcoholen.

a

b

c

d

e

f

Primair – secundair – tertiair alcohol

Als aan het koolstofatoom waarop de OH-groep staat geen enkel of één koolstofatoom gebonden is spreekt men van een primair alcohol. Als aan het koolstofatoom waarop de OH-groep staat twee koolstofatomen gebonden zijn spreekt men van een secundair alcohol. Als aan het koolstofatoom waarop de OH-groep staat drie koolstofatomen gebonden zijn spreekt men van een tertiair alcohol.

Primaire alcoholen Secundaire alcoholen Tertiaire alcoholen

CH3OH

C2H5OH

CH3-CH2-CH2-OH

CH3-CH2-CH2-CH2-OH

Eenwaardige en meerwaardige alcoholen

Eenwaardige alcoholen bevatten slechts één OH-groep. Meerwaardige alcoholen bevatten twee of meer OH-groepen.

Eenwaardige alcoholen Meerwaardige alcoholen

CH3 CH2 C

CH2

CH2

CH2 CH3

CH3

OH CH2 OHCH

Cl

Cl

CH3 CH2 CH2 C C2H5

OH

OH

C C2H5

C2H5

OH

CH3

(CH3)2C

CH2 CH3

OHOH

CH3 CH CH2

CH3

OH

CH3 CH CH3

OH

CH3 CH CH2

OH

CH3

CH3 C

OH

CH3

CH3

CH3 CH CH2

CH3

OH

CH3 CH CH2

OH

CH3

CH3 C

OH

CH3

CH3

CH2

CH2

OH

OH

CH2

CH

CH2

OH

OH

OH

OH

OH

Cl


8 Ethers

Ethers zijn verbindingen waarin aan een O-atoom twee koolstofketens gebonden zijn: R−O−R. Die koolstofketens kunnen identiek of verschillend zijn.

Nomenclatuur

Beschouw de langste van beide koolstofketens als hoofdketen. De naam van het alkaan met evenveel koolstofatomen wordt de basisnaam. Plaats voor de basisnaam de stamnaam van de andere koolstofketen, gevolgd door het achtervoegsel –oxy.

Vaak wordt de naam gebruikt die je verkrijgt door beide alkylgroepen aan weerszijde van het O-atoom (in alfabetische volgorde) te noemen, gevolgd door “ether”.

Voorbeelden

CH3−O−CH3 methoxymethaan dimethylether

CH3−O−C2H5 methoxyethaan ethylmethylether

C2H5−O−C2H5 ethoxyethaan diethylether

C3H7−O−C2H5 ethoxypropaan ethylpropylether

Als beide alkylgroepen identiek zijn spreekt men van symmetrische ethers. In het andere geval spreekt men van asymmetrische ethers.

6 Geef de juiste naam van volgende ethers.

Ether (ethoxyethaan, diethylether)

Ethers (vooral diethylether) worden vooral gebruikt als oplos- en extractiemiddel. Soms wordt diethylether ten onrechte als ontsmettingsmiddel gebruikt, want het product heeft helemaal geen kiemdodende eigenschappen. Vroeger werd diethylether ook als narcosemiddel gebruikt. Het is echter zeer brandbaar, in sommige omstandigheden zelfs explosief.

O R O R'

OO

O


9 Aldehyden en ketonen

Aldehyden en ketonen worden gekenmerkt door de aanwezigheid van een carbonylgroep C=O. Is de carbonylgroep verbonden met twee koolstofatomen dan spreekt men van een keton. Is de carbonylgroep verbonden met minstens één H-atoom dan spreekt men van een aldehyde.

Aldehyde

Keton

Nomenclatuur

Beschouw de langste, niet-vertakte koolstofketen waarvan de O=C-groep deel uit maakt. Dit is de hoofdketen. De naam van het alkaan met evenveel koolstofatomen wordt de basisnaam. Gebruik het achtervoegsel –al bij een aldehyde en het achtervoegsel –on bij een keton. Bij een keton wordt, indien nodig, de plaats van de carbonylgroep aangegeven met een cijfer dat zo klein mogelijk is. Dit plaatscijfer wordt vlak voor het achtervoegsel geplaatst. Bij een aldehyde krijgt het koolstofatoom van de O=C-groep automatisch plaatscijfer 1. Zijn er meerdere carbonylgroepen aanwezig dan wordt dit aangeduid door voor het achtervoegsel –al of –on het aantal aan te geven (di-, tri-, …). Er worden dan ook meerdere plaatscijfers gebruikt. Eventuele zijketens en andere functies worden op de gewone manier vooraan geplaatst.

Voorbeelden

methanal formaldehyde

ethanal acetaldehyde

propanal propionaldehyde

propanon aceton

butanal butyraldehyde

C O C O

R

R'

C O

H

C O

H

R

C O

H

H

CCH3

O

H

CCH2

O

H

CH3

C O

CH3

CH3

CH

O


butanon

pentaan-2-on

pentaan-3-on

hexaan-2,4-dion

4,5-dimethylhexaan-2-on

Merk op dat in de zaagtandformules de C-atomen en H-atomen die deel uitmaken van de karakteristieke groep WEL geschreven worden.

7 Geef de juiste naam van volgende aldehyden/ketonen. a

b

c

Aceton (propanon) Formol (methanal, formaldehyde)

Aldehyden en ketonen komen zeer veel voor in planten en dieren (Afb. 16). Methanal (formaldehyd) wordt vaak verkocht als een waterige oplossing onder de naam formol. Formol (40 massa-%) wordt gebruikt om anatomische preparaten te bewaren. Formol (4 massa-%) wordt toegepast bij het ontsmetten van gebouwen en voorwerpen (onaangename geur!). Ethanal is o.a. aanwezig in aanmaakblokjes voor barbecue. Aceton wordt vaak gebruikt als oplosmiddel (lijmen, verven, vernissen).

C

O

C

O

C

O

C C

OO

C

O

HC

CH

O

O

C C

OO

COH

CC

OO

H

glyceraldehyde

2,3-dihydroxypropanal

C

C

CH2

H

H

O

OH

OH

pyrodruivenzuur

C

CCH3O

O OH

Afb. 16

Afb. 17 – Formol

Afb. 18 – Aanmaakblokjes


10 Carbonzuren

Carbonzuren zijn organische moleculen met de carboxylgroep als karakteristieke groep.

Nomenclatuur

Zoek de langste, niet-vertakte koolstofketen waarvan de carboxylgroep deel uit maakt. Dit is de hoofdketen. De naam van het overeenstemmende alkaan is de basisnaam. Gebruik het achtervoegsel –zuur. Het C-atoom van de carboxylgroep krijgt automatisch plaatscijfer 1. Dit plaatscijfer wordt gewoonlijk niet vermeld. Zijn er twee carboxylgroepen aanwezig dan wordt dit aangeduid door voor het achtervoegsel –dizuur te gebruiken. Er worden dan ook meerdere plaatscijfers gebruikt. Voor heel wat carbonzuren worden vaak triviale namen gebruikt.

Voorbeelden

methaanzuur mierenzuur waterstofformiaat

ethaanzuur azijnzuur waterstofacetaat

propaanzuur propionzuur waterstofpropionaat

butaanzuur boterzuur waterstofbutyraat

ethaandizuur oxaalzuur

Merk op dat in de zaagtandvoorstelling de C-atomen en H-atomen die deel uitmaken van de karakteristieke groep WEL geschreven worden.

C

O

O H

C

O

O H

R

C

O

O H

H

C

O

O H

H3C

C

O

O H

CH2CH3

C

O

O H

CH2CH2CH3

C

O

O H

C

O

OH


8 Geef de juiste naam van volgende carbonzuren.

Mierenzuur (methaanzuur) Azijnzuur (ethaanzuur)

Carbonzuren en sommige derivaten komen veel voor in de natuur. Ze behoren tot de oudst gekende organische stoffen, o.a. omdat ze (of de zouten ervan) gemakkelijk af te zonderen zijn uit allerlei plantaardig en dierlijk materiaal. Mierenzuur werd in 1670 al geïsoleerd uit mieren. Het komt ook voor in sommige andere insecten, in rupsen- en brandnetelharen en netelcellen van holtedieren (kwallen bijv.) en is verantwoordelijk voor de onaangename effecten als gevolg van mieren- en kwallenbeten en na contact met brandnetels. Azijnzuur werd in 1700 geïsoleerd. Het ontstaat door oxidatie van ethanol (in wijn bijvoorbeeld) door toedoen van azijnzuurbacteriën.

11 Esters

Esters zijn carbonzuren waarin het H-atoom van de carboxylgroep vervangen is door een alkylgroep.

Nomenclatuur

De naam van een ester wordt gevormd door de naam van de alkylgroep te laten volgen door de naam van het carbonzuur, waarin de uitgang –zuur vervangen is door de uitgang –oaat. Ook de stam van de triviale naam van het zuur mag gebruikt worden maar dan met het achtervoegsel –aat.

Voorbeelden

methylmethanoaat methylformiaat

methylethanoaat methylacetaat

methylpropanoaat methylpropionaat

COH

O

Cl

COH

C

O

O OH

C

O

O

C

O

O R'

R

C

O

O

H

CH3

C

O

O

H3C

CH3

C

O

O

CH2

CH3

CH3

Afb. 19 – Rode mier

Afb. 20 - Azijn


ethylbutanoaat ethylbutyraat

Esters komen veelvuldig in de natuur voor. De geur van bloemen, de geur en de smaak van fruit en sommige groenten worden veroorzaakt door o.a. de aanwezigheid van specifieke esters.

Enkele voorbeelden

methylbutanoaat appel propylethanoaat peer octylethanoaat perzik

Om die reden worden esters vaak gebruikt als geurstof in parfums en als geur- en smaakstof in sommige voedingsmiddelen.

Esters worden ook gebruikt als grondstof voor de productie van polyesters (kunststof). Esters zijn vaak ook goede oplosmiddelen (vernissen, lakken).

12 Amiden

Amiden zijn carbonzuren waarin het H-atoom van de carboxylgroep vervangen is door een aminogroep.

Nomenclatuur

Van amiden wordt de naam gevormd door aan de naam van het alkaan met evenveel koolstofatomen het achtervoegsel -amide toe te voegen. Ook de triviale naam van het carbonzuur gevolgd door het achtervoegsel -amide mag gebruikt worden.

Voorbeelden

ethaanamide azijnzuuramide

butaanamide boterzuuramide

C

O

O

CH2CH2CH3

CH2 CH3

C

O

O NH2

C

O

O NH2

R

C

O

NH2

CH3

C

O

NH2

Afb. 21 - Lavendelveld

Afb. 22 – Specifieke esters veroorzaken de geur en smaak van fruit

Afb. 23 – Esters als geur- en smaakstof in sommige voedingsmiddelen


13 Aminen

Aminen zijn organische stoffen die kunnen beschouwd worden als ammoniakmoleculen waarin één, twee of drie H-atomen vervangen is/zijn door één, twee of drie alkylgroepen.

Al naargelang het geval spreekt men van primaire, secundaire of tertiaire aminen.

Primair amine Secundair amine Tertiair amine

Nomenclatuur

Primaire aminen: naam van de alkylgroep + amine. Symmetrische secundaire en tertiaire aminen: voorvoegsel di/tri + naam van de alkylgroep + amine. Asymmetrische secundaire en tertiaire aminen: de langste alkylgroep wordt in de stamnaam gebruikt met achtervoegsel amine. De andere alkylgroep(en) wordt(en) voor de stamnaam geplaatst, met N- als plaatsaanduiding.

Voorbeelden

methylamine

ethylamine

propylamine

dimethylamine

trimethylamine

N,N-dimethylethylamine

NR

H

H

NR

H

R'

NR

R'

R"

C

H

H

H

NH2

NH2CH2CH3

NH2CH2CH2CH3

N H

CH3

CH3

N CH3

CH3

CH3

N CH3

CH3

CH2CH3


9 Geef de juiste naam van volgende aminen.

14 Fysische eigenschappen van organische stoffen

Wat betreft de fysische (en chemische) eigenschappen mogen we de organische stoffen niet allemaal over dezelfde kam scheren. Koolwaterstoffen bijv. hebben heel andere eigenschappen dan de organische stoffen waarin een functionele groep aanwezig is. Door die aanwezigheid krijgen die stoffen plots heel andere eigenschappen (vooral chemische).

Smelt- en kookpunt

Bij de alkanen stijgt het kookpunt met het toenemend aantal koolstofatomen. Hetzelfde stellen we vast in verband met het smeltpunt, alhoewel er daar kleine afwijkingen zijn. Die hebben te maken met de verschillen in kristalroosters in de vast toestand. Dit fenomeen is eenvoudig te verklaren. Alkanen zijn apolaire moleculen en de enige attractiekrachten tussen de moleculen zijn londonkrachten (Hoofdstuk 3). De grootte van die krachten neemt toe met de polariseerbaarheid van de moleculen en die neemt toe met de grootte van de moleculen. Vandaar dat het kookpunt stijgt met het toenemend aantal koolstofatomen in het alkaan. De aanwezigheid van een functionele groep kan ervoor zorgen dat de molecule polair wordt. Dat is bijvoorbeeld het geval bij de aldehyden. De karakteristieke groep is namelijk gepolariseerd:

Hetzelfde geldt voor de ketonen. Door het bestaan van dipool-dipoolkrachten tussen deze moleculen (naast de londonkrachten) liggen de kookpunten hoger. Bij alcoholen en carbonzuren liggen de kookpunten nog hoger. Hier hebben we, naast londonkrachten en dipool-dipoolkrachten, ook nog waterstofbruggen. Die zorgen voor extra attractiekrachten.

Oplosbaarheid

In Hoofdstuk 3 kwamen we tot volgende conclusies:

Polaire covalente verbindingen lossen goed op in water.

Apolaire covalente verbindingen lossen slecht op in water, maar goed in apolaire oplosmiddelen.

Zowel polaire als apolaire covalente verbindingen lossen goed op in water als ze met de watermoleculen H-bruggen kunnen vormen.

Koolwaterstoffen (alkanen, alkenen, alkynen, cycloalkanen, benzeen) bestaan apolaire moleculen. Ze zijn onoplosbaar in water (polaire oplosmiddel).

NH2 NH N

C

H

O

Afb. 24 – Kook- en smeltpunten van de eerste tien alkanen

Afb. 25 – Invloed van de functionele groep op het

kookpunt

C

O

O H

C

O

OH

O H O

H

Afb. 26 – Waterstofbruggen bij alcoholen en carbonzuren


Van zodra er een karakteristieke groep aanwezig is, krijgt de molecule een tweeslachtig karakter:

de koolstofketen (die lang kan zijn) behoudt zijn apolair karakter en lost dus liever niet op in water. De koolstofketen is hydrofoob.

de karakteristieke groep zorgt meestal voor een polair karakter (ethers, halogeenderivaten, aldehyden, ketonen, aminen, amiden, alcoholen, carbonzuren) en is in sommige gevallen in staat om waterstofbruggen te vormen met de watermoleculen (alcoholen, carbonzuren), waardoor die groep dan een grote affiniteit heeft voor water: ze is hydrofiel.

Dit heeft voor gevolg dat alcoholen met een korte koolstofketen (methanol, ethanol, propaan-1-ol en propaan-2-ol) zeer goed oplosbaar zijn in water. Die oplosbaarheid neemt echter af naarmate de koolstofketen langer wordt; hexaan-1-ol is helemaal niet oplosbaar in water.

15 Sachariden

Sachariden (gluciden, koolhydraten, suikers) zijn belangrijke biochemische verbindingen. Ze komen zeer frequent voor in planten: glucose, fructose, …, zetmeel, pectine, cellulose, … Ook in de dierenwereld (en dus in ons eigen lichaam) komen ze vaak voor: glucose in het bloed, glycogeen (spieren, lever), … Een sluitende definitie van sachariden geven is niet echt eenvoudig, maar de volgende komt heel dicht in de buurt.

Sachariden zijn organische polyhydroxyverbindingen, waarvan de meeste één of meer aldehyd- of ketofuncties bevatten of leveren bij hydrolyse.

Glucose

Glucose C6H12O6 is een hexose: de molecule bevat zes koolstofatomen. De

stof is goed oplosbaar in water. Dit wijst op de aanwezigheid van (één of meer) alcoholgroepen. Na verder onderzoek blijken het er zelfs vijf te zijn. De positieve fehlingtest wijst op minstens één aldehydegroep. Glucose is dus een aldose.

Fructose

Fructose C6H12O6 is eveneens een hexose. Er is echter geen aldehydegroep

aanwezig, wel een ketongroep. Fructose is dus een ketose: een ketohexose.

Uit allerlei gedragingen blijkt dat beide monosachariden ook als ringvormige structuren voorkomen:

glucose fructose

Blijkbaar is er in dat geval geen aldehyde- of ketonfunctie aanwezig.

Afb. 27 – Formule van glucose

Afb. 28 – Formule van fructose


Twee (gelijke of verschillende) monosacharide-eenheden kunnen een disacharidemolecule vormen.

Sacharose is de component die aanwezig is in het dagelijkse suikerklontje.

Als meerdere monosacharide-eenheden op die manier aan elkaar gebonden worden, spreken we van polysachariden. Een typische voorbeeld daarvan is zetmeel. Zetmeel bestaat voor 20% uit amylose

Afb. 30 – Amylose

en voor 80% uit amylopectine

Afb. 31 - Amylopectine

16 Lipiden

Vetzuren zijn carbonzuren met lange koolstofketens. Als de koolstofketens verzadigd zijn (geen dubbele bindingen bevatten) spreekt men van verzadigde vetzuren. Is er in de keten één dubbele binding aanwezig, dan spreekt men van mono-onverzadigde vetzuren. Zijn er meerdere dubbele bindingen aanwezig, dan noemt men ze meervoudig-onverzadigde of poly-onverzadigde

vetzuren.

Voorbeelden

Stearinezuur CH3(CH2)16COOH

Oliezuur CH3(CH2)7CH=CH(CH2)7COOH

Linoleenzuur CH3-CH2-CH=CH-CH2-CH=CH-CH2-CH=CH-(CH2)7COOH

Lipiden (oliën, vetten) zijn triglyceriden: het zijn esters, gevormd door de reactie tussen glycerol (alcohol) en drie vetzuurmoleculen (carbonzuren).

Afb. 29 - Sacharose

Afb. 32 – Stearinezuur

Afb. 33 – Lipiden zijn esters van glycerol en vetzuren


Afb. 34

17 Proteïnen

Proteïnen zijn (macro)moleculen die een groot aantal aminozuren bevatten (tot enkele duizenden).

Aminozuren bevatten een carboxylgroep

en een aminogroep

Aminozuren kunnen ketens vormen. Tussen de carboxylgroep van het ene aminozuur en de aminogroep van het andere kan een binding ontstaan. Daarbij wordt een watermolecule uitgestoten. Op de manier ontstaan polypeptideketens.

Afb. 36 – Vorming van een polypeptideketen

Proteïnen bevatten meerdere polypeptideketens. In levende cellen treft men tot 200 verschillende aminozuren aan. In

proteïnen vinden we er slechts 20 van terug. Het zijn allemaal -aminozuren: beide functionele groepen zijn aan hetzelfde koolstofatoom gebonden. Negen aminozuren kunnen niet door de mens aangemaakt worden en moeten via de voeding opgenomen worden. Men noemt dit essentiële aminozuren.

C

H

H O

C

C

H

H

H

O

O

C

C

C

O

O

O

C

O

O H

N

H

H

C CN

OH

C CN

OH

C CN

OH

C CN

OH

......

C C

O

O

N

H

H

H

C C

O

O

N

H

H

H

C C

O

O

N

H

H

H

C C

O

O

N

H

H

H

CC

O

O

N

H

H

H

Afb. 35 – Algemene formule van aminozuren


18 Isomerie

Isomeren zijn moleculen met dezelfde brutoformule, maar met een verschillende structuur.

Isomerie is het fenomeen waarbij twee of meer verschillende stoffen dezelfde brutoformule hebben. Vandaar dat brutoformules in de organische chemie zelden of nooit gebruikt worden.

18.1 Structuurisomerie

Functionele isomerie

Voor een zelfde brutoformule kunnen verschillende functionele groepen in de koolstofverbindingen voorkomen.

Voorbeelden

C4H8

but-1-een

bevat een dubbele binding cyclobutaan

bevat een ringstructuur

C2H6O

ethanol

bevat een alcoholfunctie methoxymethaan

bevat een etherfunctie

C3H6O2

propaanzuur bevat een carbonzuurfunctie

methylethanoaat bevat een esterfunctie

CC

CC

HH

H HH

H

H

H C

C C

C

H

H

H

H

H

H

H

H

CC

O

H H

H

H

H

H CO

CH H

H

H

H

H

C C C

H

H

H

H

H

O

O H

C C

H

H

H

O

O C

H

H

H


Ketenisomerie

Bij ketenisomeren is de brutoformule van de moleculen dezelfde maar de opbouw van de koolstofketen is verschillend.

C6H14

n-hexaan 2-methylpentaan 3-methylpentaan 2,2-dimethylbutaan 2,3-dimethylbutaan

Plaatsisomerie

De moleculen van deze isomeren verschillen in structuur door andere posities van functionele groepen of andere posities van meervoudige bindingen.

C3H8O

propaan-1-ol propaan-2-ol

C4H8

propaan-1-ol propaan-2-ol

18.2 Stereo-isomerie

Cis-transisomerie

Cis-trans-isomerie komt voor bij alkenen en alkeenderivaten, doordat de dubbele binding een strakke structuur tot gevolg heeft die de vrije draaiing om de C=C-binding verhindert.

Cis-trans-isomerie komt eveneens voor bij ringstructuren zoals cycloalkanen. Hier verhindert de ringstructuur de vrije rotatie.

C4H8

cis-2-buteen trans-2-buteen

C7H14

cis-1,2-dimethylcyclopentaan trans-1,2-dimethylcyclopentaan

OHOH

CH3H3C

H H

CH3

H3C

H

H

CH3 CH3

CH3

CH3


Spiegelbeeldisomerie

Bekijken we een molecule broomchloordifluormethaan. Het spiegelbeeld van deze molecule kan samenvallen, na rotatie over 180° om de C-Cl-binding, met de originele molecule, zoals duidelijk blijkt uit de figuur. Een dergelijke molecule noemen we achiraal. Dit is niet het geval bij een molecule broomchloorfluorjoodmethaan (What’s in a name?). Het spiegelbeeld van de molecule kunnen we onmogelijk laten samenvallen met de originele vorm. We noemen deze molecule chiraal. Of beter: de molecule bevat een chiraal koolstofatoom, dat aangeduid wordt met een asterisk:

We hebben hier te maken met een voorbeeld van stereoïsomerie: beide moleculen hebben dezelfde formule, maar een verschillende ruimtelijke schikking. De beide spiegelbeelden noemen we optische antipoden of enantiomeren. Enantiomeren hebben identieke eigenschappen: zelfde smeltpunt, zelfde kookpunt, zelfde dichtheid. Om beide enantiomeren van elkaar te kunnen onderscheiden wordt het ene de R-vorm genoemd en het andere de S-vorm. Op deze nomenclatuurregels gaan we niet dieper in. Slechts één eigenschap verschilt voor beide enantiomeren: de optische activiteit. Sturen we n.l. gepolariseerd licht door een oplossing van het ene enantiomeer, dan roteert de polarisatierichting van het licht over een bepaalde hoek in de ene zin; sturen we hetzelfde licht door een oplossing van het andere enantiomeer, dan roteert de polarisatierichting over dezelfde hoek in de andere zin.

19 Polyfunctionele organische verbindingen

We merkten al dat in veel organische moleculen meerdere karakteristieke groepen voorkomen. We geven hier nog enkele voorbeelden:

melkzuur

aspirine (acetylsalicylzuur)

dopamine

progesteron

C

Cl

BrFI

CH3 COH

O

OH

alcohol

carbonzuur CO OH

OC

CH3

O

carbonzuur

ester

HO

HONH2

alcohol

aminealcohol C

O

C CH3

O

keton

dubbelebinding

keton

keton

C

Cl

BrFI

C

Cl

Br FI

C

Cl

Br FI

C

Cl

BrIF

C

Cl

BrFF

C

Cl

Br FF

C

Cl

BrFF

C

Cl

Br FF

Afb. 37 – Achiraal koolstofatoom

Afb. 38 – Chiraal koolstofatoom

Afb. 39 – Aspirine


testosteron

9 Zoek de karakteristieke groepen in volgende moleculen.

cocaïne

efedrine

CO

OH

dubbelebinding

keton

alcohol

CC

OO

H N

OC

C

O

OO

CH3

CH3

NCH3

OH

CH3

H

Inhoud 93

Inhoud

Hoofdstuk 1 – Atoommodellen

1 Historische evolutie van het atoommodel ............................................5 Democritus........................................................................................................... 5 John Dalton .......................................................................................................... 5 Dmitri Mendelejev ................................................................................................ 5 Ontdekking van elektronen en protonen ............................................................... 5 Joseph J. Thomson ................................................................................................ 6 Ernst Rutherford – Kernontdekking ....................................................................... 6

Niels Bohr .......................................................................................6 Beschrijving van het Bohrmodel ......................................................8 Sommerfeld ......................................................................................................... 9 Golfmechanisch model ......................................................................................... 9 Onzekerheidsprincipe van Heisenberg................................................................. 10

Plaats- en richtingsafhankelijke waarschijnlijkheidsverdelingen ..... 10 Kwantummechanisch atoommodel ............................................... 11 Elektronenconfiguratie .................................................................. 13 2 Algemene structuur van het atoom .................................................... 15 Ontdekking van de neutronen ....................................................... 15 Kern of nucleus ............................................................................. 15 Elementaire deeltjes ..................................................................... 15 Isotope nucliden............................................................................ 16 Radionucliden .................................................................................................... 16

Berekening van de atoommassa van een element ......................... 16 Massadefect ....................................................................................................... 17

3 Periodiek systeem .............................................................................. 17 4 Groepen ............................................................................................. 19 Metalen en niet-metalen ............................................................... 19 5 Ionen ................................................................................................. 20 Positieve mono-atomische ionen .................................................. 20 Natrium .................................................................................... 20 Calcium .................................................................................... 20 Aluminium ............................................................................... 20 IJzer.......................................................................................... 20 Negatieve mono-atomische ionen ................................................. 21 Chloor ...................................................................................... 21 Zuurstof ................................................................................... 21 Stikstof ..................................................................................... 21 Afmetingen van ionen ................................................................... 21

94 Inhoud

Hoofdstuk 2 – Molecuulmodellen

1 Edelgassen .........................................................................................23 2 Atoombinding of covalente binding ....................................................23 Lewisvoorstelling van de covalente binding ...................................24 Datieve covalente binding of donor-acceptorbinding.....................25 Valentiebindingstheorie ................................................................28 Mesomerie ....................................................................................29 3 Hybridisatie ........................................................................................31 Tetragonale of sp3-hybridisatie ......................................................31 Trigonale of sp2-hybridisatie ..........................................................32 Digonale of sp-hybridisatie ............................................................32 Enkele kenmerken van de hybridisatie en hybridorbitalen .............33 Keuze van de hybridisatie ..............................................................33 4 Ionbinding – covalente binding ...........................................................36 5 Eigenschappen van de covalente verbindingen...................................37

Hoofdstuk 3 – Intermoleculaire krachten

1 Polaire covalente binding ...................................................................39 2 Elektronegativiteit ..............................................................................40 3 Ionbinding – Covalente binding ..........................................................41 4 Polaire moleculen ..............................................................................42 5 Overzicht ............................................................................................43 6 Soorten intermoleculaire krachten .....................................................45 Londonkrachten of dispersiekrachten ............................................45 Dipool-dipoolkrachten ...................................................................46 Waterstofbruggen .........................................................................46

Inhoud 95

Hoofdstuk 4 – Anorganische stofklassen

1 Oxiden ............................................................................................... 47 1 Definitie ........................................................................................ 47 2 Formules en nomenclatuur ........................................................... 47 Metaaloxiden ........................................................................... 47 Niet-metaaloxiden.................................................................... 48 3 Eigenschappen .............................................................................. 49 Metaaloxiden ........................................................................... 49 Niet-metaaloxiden.................................................................... 49 2 Zuren ................................................................................................ 49 1 Definitie ........................................................................................ 49 Binaire zuren ............................................................................ 50 Ternaire zuren .......................................................................... 50 2 Formules en nomenclatuur ........................................................... 50 Binaire zuren ............................................................................ 50 Ternaire zuren .......................................................................... 50 3 Eigenschappen .............................................................................. 52 3 Basen ................................................................................................ 53 1 Definitie ........................................................................................ 53 Hydroxidebasen ....................................................................... 53 Stikstofbasen ............................................................................ 53 2 Formules en nomenclatuur ........................................................... 53 3 Eigenschappen .............................................................................. 54 4 Zouten ............................................................................................... 54 1 Definitie ........................................................................................ 54 2 Formules en nomenclatuur ........................................................... 54 3 Eigenschappen .............................................................................. 56 5 Reacties tussen metalen en zuren ...................................................... 56 6 Reacties tussen metalen en niet-metalen ........................................... 57 7 Reacties tussen metalen en water ...................................................... 57 8 Enkele toepassingen........................................................................... 58

96 Inhoud

Hoofdstuk 5 – Organische stofklassen

1 Alkanen ..............................................................................................61 1 Definitie en formules .....................................................................61 2 Isomerie ........................................................................................63 3 Nomenclatuur van de vertakte alkanen .........................................64 2 Alkenen ..............................................................................................66 1 Definitie en formules .....................................................................66 2 Nomenclatuur van de alkenen .......................................................67 3 Alkynen ..............................................................................................68 1 Definitie en formules .....................................................................68 2 Nomenclatuur van de alkynen .......................................................69 4 Cyclische koolwaterstoffen .................................................................70 5 Benzeen .............................................................................................71 6 Halogeenalkanen ...............................................................................72 7 Alcoholen ...........................................................................................74 8 Ethers ................................................................................................77 9 Aldehyden en ketonen .......................................................................78 10 Carbonzuren ......................................................................................80 11 Esters .................................................................................................81 12 Amiden ..............................................................................................82 13 Aminen ..............................................................................................83 14 Fysische eigenschappen van organische stoffen .................................84 15 Sachariden .........................................................................................85 16 Lipiden ...............................................................................................86 17 Proteïnen ...........................................................................................87 18 Isomerie .............................................................................................88 1 Structuurisomerie .........................................................................88 Functionele isomerie ................................................................88 Ketenisomerie ..........................................................................89 Plaatsisomerie ..........................................................................89 2 Stereo-isomerie .............................................................................89 Cis-transisomerie ......................................................................89 Spiegelbeeldisomerie ...............................................................90 19 Polyfunctionele organische verbindingen ...........................................90

Inhoud

Inhoudstafel .......................................................................................93

Structuur en eigenschappen van de materie · welbepaalde golflengte en wijst op de terugkeer van...

Documents

Transcript of Structuur en eigenschappen van de materie · welbepaalde golflengte en wijst op de terugkeer van...