De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

In de notities van iedere dia staan de achtergrondinformatie behorende bij de dia en bronnen van bijvoorbeeld figuren weergegeven. Navigatie: Alchemist.

Verwante presentaties


Presentatie over: "In de notities van iedere dia staan de achtergrondinformatie behorende bij de dia en bronnen van bijvoorbeeld figuren weergegeven. Navigatie: Alchemist."— Transcript van de presentatie:

1 In de notities van iedere dia staan de achtergrondinformatie behorende bij de dia en bronnen van bijvoorbeeld figuren weergegeven. Navigatie: Alchemist – Goudzoekers Cirkel in wolken – Symbolen Zon en maan – Elektromagnetisch spectrum Alchemisten zijn eigenlijk de voorgangers van onze huidige scheikundigen. Zelfs in onze tijd zijn nog invloeden terug te vinden van de alchemisten. Bron figuur: Meer informatie over figuur: Gemaakt door Roelie Arons en Ruud van der Leer.

2 Goudzoekers Praktische alchemie Steen der wijzen Mystieke alchemie
Verlichting en alwetendheid In de praktische alchemie stond de zoektocht naar de steen der wijzen centraal. De steen der wijzen, ook wel bekend uit de boeken van Harry Potter geschreven door J.K. Rowling, zou de kracht bevatten om van onedele metalen zoals lood, koper, ijzer of tin het edele metaal goud te maken. Er zou echter ook een levenselixer van gemaakt kunnen worden wat de bezitter een eeuwig leven zonder kwalen zou geven. In de mystieke alchemie probeerde de alchemist zijn zondige ziel te zuiveren middels gebed en toewijding aan God. Dit zoeken naar verlichting en alwetendheid kan je ook zien als het zoeken naar spiritueel goud. Het is niet zo dat alle alchemisten dezelfde doelen hadden. Ze waren over het algemeen wel bezig met het zoeken naar verlichting en alwetendheid maar afhankelijk van waar de alchemist woonde waren zijn doelen praktischer. In China zochten ze meer naar onsterfelijkheid, in India meer naar medicijnen, in het westen richtte de alchemist zich meer op het veranderen van metalen in goud. Vanaf 17e eeuw grote opkomst moderne wetenschap. Nog wel zo’n 200 jaar (praktische) alchemisten actief geweest. Mystieke alchemie wordt nog steeds bedreven, al wordt het zo niet meer genoemd. Bron figuur: Bron achtergrond: Oudheid – 17e eeuw

3 Bekende alchemisten 1643-1727 1330-1418 1214-1294
Van links naar rechts: Isaac Newton: natuurkundige (en nog veel meer) die veel geheim onderzoek heeft gedaan naar de steen der wijzen. Nicolas Flamel: een schrijver en boekhandelaar waarvan altijd geruchten zijn rondgegaan dat hij de steen der wijzen inderdaad gemaakt heeft doordat hij een redelijk fortuin had opgebouwd tijdens zijn leven. Roger Bacon: hoogleraar talen en wetenschappen die in zijn boeken alchemistische onderwerpen behandelde zoals het ontstaan van metalen. Merk op dat alle drie de alchemisten de 80 jarige leeftijd hebben bereikt. Is dat zoeken naar het spirituele goud inderdaad de sleutel tot het eeuwige leven? Bron Newton: Bron Flamel: Bron Bacon:

4 Modellen Met een model kan een vereenvoudigde weergave van de werkelijkheid worden beschreven. Een complexe boodschap kan zo eenvoudig worden overgebracht. Modellen worden gebruikt om te beschrijven hoe materie is opgebouwd. Twee materiemodellen, waren nog niet zo ingewikkeld. Ze zijn beiden zo’n 400 jaar voor Christus beschreven door Empedocles en Democritus en hebben beiden hun invloed tot in onze tijd behouden. Empedocles voegde verschillende elemententheorieën samen tot de leer van de 4 elementen: water, vuur, aarde, lucht. Alles zou hieruit zijn opgebouwd. Een vierde element wat vaak in de elementenleer wordt genoemd is ether. De elementen werden weergegeven als geometrische basisvormen (bouwplaten achter de benamingen): Aarde: Kubus - Vuur: Tetraëder - Lucht: Octaëder - Water: Icosaëder - Ether: Dodecaëder - Eeuwenlang is de vooral de theorie van Empedocles in zwang gebleven, tot zo’n 3 eeuwen geleden … Bron figuur Empedocles: Bron figuur geometrische vormen: Niet opgenomen in presentatie, getekende model van Empedocles door Athansius Kircher: +/- 400 B.C.

5 Modellen +/- 400 B.C. Atomos = ondeelbaar
Democritus vertegenwoordigde het atomisme: materie bestaat uit oneindig veel verschillende ondeelbare deeltjes. Atomos betekent ondeelbaar. De afgelopen ruim 200 jaar zijn er verschillende atoommodellen opgesteld. Een aantal belangrijke modellen worden op de volgende sheets kort besproken. Bron figuur: +/- 400 B.C.

6 Atoommodel van John Dalton
Atoom is kleinste niet-ontleedbare deeltje. Molecuul opgebouwd uit verbindingen tussen atomen. Molecuul is ontleedbaar. Dalton beschreef elementen nog als symbolen zoals de alchemisten voor hem ook deden. Toch was hij geen alchemist, samen met Robert Boyle en Antoine Lavoisier begon met John Dalton de moderne scheikunde. Dalton introduceerde ook het begrip atoomgewicht met waterstof als referentie. Elementen beschreven volgens oude spelling: Hydrogen, its relative weight 1 Azote 5 Carbone or charcoal 5 Oxygen 7 Phosphorous 9 Sulphur 13 Magnesia 20 Lime 23 Soda 28 Potash 42 Strontites 46 Barytes 68 Iron 38 Zinc 56 Copper 56 Lead 95 Silver 100 Platina 100 Gold 140 Mercury 167 An atom of water or steam, composed of 1 of oxygen and 1 of hydrogen, retained in physical tact by a strong affinity, and supposed to be surrounded by a common atmosphere of heat; its tive weight = 8 An atom of ammonia, composed of 1 of azote and 1 of hydrogen 6 An atom of nitrous gas, composed of 1 of azote and 1 of oxygen 12 An atom of olefiant gas, composed of 1 of carbone and 1 of hydrogen 6 An atom of carbonic oxide composed of 1 of carbone and 1 of oxygen 12 An atom of nitrous oxide, 2 azote + 1 oxygen 17 An atom of nitric acid, 1 azote + 2 oxygen 19 An atom of carbonic acid, 1 carbone + 2 oxygen 19 An atom of carburetted hydrogen, 1 carbone + 2 hydrogen 7 An atom of oxynitric acid, 1 azote + 3 oxygen 26 An atom of sulphuric acid, 1 sulphur + 3 oxygen 34 An atom of sulphuretted hydrogen, 1 sulphur + 3 hydrogen 16 An atom of alcohol, 3 carbone, + 1 hydrogen 16 An atom of nitrous acid, 1 nitric acid + 1 nitrous gas 31 An atom of acetous acid, 2 carbone + 2 water 26 An atom of nitrate of ammonia, 1 nitric acid + 1 ammonia + 1 water 33 An atom of sugar, 1 alcohol + 1 carbonic acid 35 Bron figuur en beschrijving elementen: 1803

7 Atoommodel van Thomson
Atoom is massieve bol Positief geladen deeg Her en der negatief elektron Stelde zich atoom voor als een massieve (krenten)bol. In deze bol is het deeg positief geladen en hier en daar zit een negatief elektron. Het positieve deeg was nog niet onderverdeeld in protonen en neutronen. Het model wordt het krentenbolmodel genoemd, maar ook het plumpuddingmodel is veelgebruikt. Thomson dacht dat deze elektronen kleine deeltjes waren en noemde ze in eerste instantie corpuscles wat lichaampjes betekent. Gaf atomen een maat: elk atoom is 1 Angström groot. Het uitgangspunt voor zijn grote ontdekking waren kathodestralen, een geheimzinnige straling die vanuit de negatieve elektrode (kathode) wordt voortgebracht wanneer over twee elektrodes in een bijna luchtledige buis een zeer hoge elektrische spanning wordt aangebracht. In tegenstelling tot licht en röntgenstraling vermoedde Thomson dat kathodestralen geen elektromagnetische golven waren, maar uit deeltjes bestonden. Om dit te onderzoeken voerde hij experimenten uit waarbij deze straling door magnetische velden werden afgebogen en de mate van afbuiging werd gemeten. Bron tekst: https://nl.wikipedia.org/wiki/Joseph_John_Thomson Bron figuur: 1902

8 Proef met kathodestralen
Thomson ontdekte de elektronen door middel van een proef met kathodestralen. Atoom gaf geen verklaring voor wat hij zag, voorspelde daarom het nog kleinere negatief geladen elektron. In dit filmpje is te zien dat de elektronenstraal inderdaad afbuigt onder invloed van een magnetisch veld. Hyperlink:

9 Atoommodel van Rutherford
Positieve kern Elektronen cirkelen eromheen Veel lege ruimte Rutherford (geleefd van 1871 tot 1937) ontwikkelde een model vergelijkbaar met het zonnestelsel (planetair model): een positief geladen kern waar elektronen omheen cirkelen met veel lege ruime. Hij ontdekte dit door het afvuren van positieve α-deeltjes op goudfolie; de meeste deeltjes gingen rechtdoor, slechts een klein percentage boog af. Op het moment van dit model waren de protonen/neutronen nog niet ontdekt. Echter, Rutherford wist dat het model niet klopte, maar het was beter dan het model van Thomson. Achtergrond waarom model niet klopte: Ten eerste veranderden de elektronen in het model van Rutherford steeds van richting en werden dus ook constant versneld. Versnelde ladingen wekken normaal gesproken altijd elektromagnetische golven op. De elektronen zouden dat dus ook moeten doen. Daarmee zouden ze energie verliezen en na een poosje neerstorten op de kern. Om een bepaalde reden gebeurt dat niet. Het tweede probleem wat Rutherford tegenkwam was het feit dat gelijksoortige atomen allemaal dezelfde kleuren licht absorberen en uitzenden. Dat zou je niet verwachten, omdat elektronen geladen deeltjes zijn en ze zouden op iedere verandering in het elektrische en magnetische veld moeten reageren. Een verklaring hiervoor kon Rutherford niet geven. Het laatste probleem waar Rutherford tegenaan liep, was dat gelijksoortige atomen overal en altijd hetzelfde zijn. Overal zijn ze even groot en overal draaien de elektronen op een even grote afstand van elkaar, ondanks dat de atomen vaak tegen elkaar aan botsen. Bron: 1911

10 Proef met goudfolie Verwachting: deeltjes gaan rechtdoor
Werkelijkheid: deeltjes verstrooien Hij ontdekte dit door het afvuren van positieve α-deeltjes op goudfolie; de meeste deeltjes gingen rechtdoor, slechts een klein percentage boog af. In de applet is duidelijk te zien wat was verwacht bij het krentenbolmodel maar wat daadwerkelijk werd gezien. Dit heeft geleid tot het Rutherfordmodel. Hyperlink:

11 Elektronenconfiguratie volgens Bohrmodel
Atoommodel van Bohr Elektronenconfiguratie volgens Bohrmodel Schil K L M N O P Q Nummer 1 2 3 4 5 6 7 Max. bezetting 8 18 32 Bohr ( ) ontwikkelde het uienschilmodel genoemd: er liggen banen rond de kern, en elke baan heeft een ander energieniveau. De banen worden worden schillen genoemd, de K-schil ligt het dichtst bij de kern. In de eerste schil passen 2 elektronen, in de tweede schil 8, in de derde schil 8. Dit geeft een totaal van 18 in de eerste 3 schillen. Dit blijkt echter niet te kloppen met de werkelijkheid. Vanaf element 18 (argon) wordt de verdeling over de schillen niet meer via deze regelmaat gevuld, maar het model van Bohr wel heel bruikbaar om het simpel uit te leggen. Een elektron kan van een hoog energieniveau naar een laag niveau vallen, dit is een kwantumsprong. Het laagste energieniveau is de grondtoestand. De overige energieniveaus worden aangeslagen toestanden genoemd. Als een elektron het laagste energieniveau heeft bereikt, kan het geen energie meer verliezen en dus ook geen straling uitzenden. Het gevolg is dat het elektron niet op de kern stort. Elke atoomsoort heeft een specifiek energieniveau. Daardoor wordt het duidelijk waarom atomen van dezelfde soort zoveel op elkaar lijken. De kwantumsprongen kunnen zichtbaar gemaakt worden met een spectrumanalyse. 1913

12 Theoretische verklaring voor spectrum analyse
Een belangrijk aspect van het Bohr model is dat het de theoretisch verklaring gaf voor spectrum analyse. Spectrum analyse was een praktische toepassing voor het vinden van elementen. Een experiment vanaf Maar tot 1913 ontbrak het wetenschappers aan een verklaring. Achtergrond. Verdere uitleg sheet 19 en 20. Newton noemde de kleurenreeks die ontstond als je zonlicht door een prisma liet schijnen, het spectrum. Wetenschappers lieten stoffen verbranden en het resterende licht door een prisma gaan. Zo werd ontdekt dat de warme gassen afgegeven door de vlam verschillende kleuren licht uitzenden. Maar niet alle kleuren uit het spectrum waren dan aanwezig, er zitten gaten in afhankelijk van het materiaal van de stof. Rond 1820 werd ontdekt dat het mogelijk was kleine hoeveelheden van een element te ontdekken door naar het spectrum te kijken als je het poeder verbrandt. Rond 1800 ontdekte men dat niet alleen zichtbaar licht werd uitgezonden, maar ook licht in het infrarood en ultraviolet deel van het spectrum. Game om te spelen met spectrumanalyse: Lijst met chemische elementen gesorteerd op ontdekkingsdatum: Bron tekst/figuur:

13 Atoommodel van Sommerfeld
Introduceerde subschillen in elektronenconfiguratie s – 2 elektronen p – 6 elektronen d – 10 elektronen f – 14 elektronen Sommerfeld ontdekte dat de banen meer ellipsvormig zijn dan cirkelvormig. Hij baseerde zijn atoommodel op het planetenmodel van Kepler. Introduceerde in de elektronenconfiguratie subschillen, genaamd s, p, d en f, welke respectievelijk maximaal 2, 6, 10 of 14 elektronen kunnen bevatten. Bron figuur: 1916

14 Atoommodel van Schrödinger en Heisenberg
Wolkvormige banen waar zich waarschijnlijk een elektron bevindt Kwantum mechanisch model Schrödinger en Heisenberg ontwikkelden in 1926 een atoommodel waarin de elektronen geen vaste (cirkelvormige of ellipsvormige) banen hebben, maar wolkvormige banen. Deze wolkvormige banen worden orbitalen genoemd. Dit zijn gebieden waarin zich waarschijnlijk ergens een elektron bevindt, volgens een bepaalde kansverdeling. Dit wordt het kwantum mechanisch model genoemd. Bron figuur: Symbool rechtsonder op de sheet geeft link naar filmpje van wikipedia met een animatie van verschillen composieten van orbitalen: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/6/61/Atomic_orbitals_and_periodic_table_construction.ogv Niet benoemen: Elektronen gedragen zich meer als golven dan als deeltjes. 1926

15 Waarom symbolen De alchemisten gebruikten al symbolen om de elementen aan te geven. Symbolen konden bijvoorbeeld dieren, geometrische vormen of voorstellingen van planeten zijn. Ook werden kleuren gebruikt. Redenen om symbolen te gebruiken: Makkelijk noteren Geheim, kennis voor jezelf houden + jezelf beschermen tegen ketterij (zie figuur) Visueel aantrekkelijk, denk aan pictogrammen Bondige informatieoverdragers Bron figuur:

16 Symbolen Bron: Affiniteitstabel van E.F. Geoffroy (Memoires de l'Academie Royale des Sciences, 1718) van webpagina: Vanaf de 17e eeuw werden regelmatig nieuwe elementen ontdekt en werden eigenschappen van deze elementen bekend. Op basis van gelijke eigenschappen werden rijtjes van elementen gevormd. De elementen waren niet noodzakelijk de kleinste elementen zoals in ons huidige periodiek systeem, water en zout staan er bijvoorbeeld ook in. Zichtbaar in deze tabel is dat deze elementen nog werden genoteerd in symbolen. Merk op dat sommige symbolen nog steeds in gebruik zijn, zoals het mannelijke geslachtsteken voor ijzer, ook wel marsteken genoemd. IJzer wordt gezien als koud en hard. Ook het vrouwelijk geslachtsteken komt hierin voor, het venusteken. Het staat voor koper, het enige metaal met een (warme) kleur. In tegenstelling tot ijzer is koper ook goed te vormen. 1718

17 Mendeljev Relatie tussen eigenschappen elementen en hun atoommassa’s
Geen symbolen meer Mendeljev (verschillende schrijfwijzen mogelijk) stelde in 1869 een tabel samen waarin de elementen werden gerangschikt naar aanleiding van de relaties tussen de eigenschappen van elementen en hun atoommassa's. In zijn overzicht is te zien dat hij is afgestapt van het gebruik van symbolen, maar is overgestapt op het gebruik van lettercombinaties om de elementen aan te duiden. Bron figuur: https://nl.wikipedia.org/wiki/Bestand:Mendeleev_law.jpg 1869

18 Periodiek systeem De tabel van Mendeljev is verder uitgewerkt tot wat we nu kennen als het periodiek systeem der elementen. In het periodiek systeem der elementen worden nog steeds de lettersymbolen gebruikt, bestaande uit 1, 2 of 3 letters. Totdat de ontdekking van het element officieel erkend is door de iupac (internationale unie van zuivere en toegepaste scheikunde), hebben ze een tijdelijke naam die afgeleid is van het Latijnse atoomnummer. Ondertussen heet bijvoorbeeld 114 flerovium en 116 livermorium. Wat zien we: Elementen gerangschikt in oplopend atoomnummer en dat is het aantal protonen in de kern. Horizontaal rijen, 1 t/m 7: perioden. Vertikaal kolommen, 1 t/m 18: groepen met vergelijkbare eigenschappen. De vergelijkbare eigenschappen hebben alles te maken met de elektronenconfiguraties van de elementen. Afhankelijk van in welke groep de elementen zitten, zitten er een gelijk aantal elektronen in de buitenste schil. Bij groep 1 (alkalimetalen) bijvoorbeeld 1 elektron in de buitenste schil. Groep 2 (aardalkalimetalen) heeft juist 2 elektronen in de buitenste schil. Vanaf de andere kant heeft groep 18 (edelgassen) de buitenste schil vol. Groep 17 (halogenen) mist 1 elektron in de buitenste schil om de schil vol te maken. Omdat elementen ‘zich het prettigst voelen’ als hun buitenste schil vol zit, is dit de reden dat de elementen uit groep 1 graag reageren met de elementen uit groep 17 en de elementen uit groep 2 graag reageren met de elementen uit groep 16. Dit wordt elektronenaffiniteit genoemd. Met de kleuren worden elementen geclassificeerd. Bijvoorbeeld in metalen, niet-metalen en metalloïden. Alles na Bismut is instabiel en dus radioactief. Bron figuur (aangepast): https://itunes.apple.com/nl/app/het-periodiek-systeem/id ?mt=8

19 Het elektromagnetisch spectrum
Bestaat uit diverse elektromagnetische golven, waarvan het zichtbaar licht slechts een zeer klein deel is. Andere belangrijke en zeker grote golfsoorten zijn: Radiogolven, microgolven (Gsm) infrarood, UV, Rontgen en gamma. Radiogolven voor communicatie Microgolven voor communicatie, verhitten in de magnetron Infrarood voor communicatie, waarnemingen en warmte UV o.a. antibacterieël Rontgen voor de bekende foto’s in het ziekenhuis. Gamma voor bestraling bij kanker, of antibacterieël. (en ook bij radioactiviteit)

20 Spectrum analyse Een zoektocht naar nieuwe elementen
R.Bunsen en R. Kirchhoff in 1860 Bij spectrometrie kun je door o.a. verhitting een stof licht laten geven. Elke zuivere stof heeft zijn eigen combinatie van specifieke kleuren die waar genomen konden worden. Werd rond 1860 al gebruikt maar alleen praktisch, men snapte theoretisch niet hoe dat gebeurde. (supergeleiding is een huidig natuurkundig voorbeeld waar experimenten voorlopen op de theoretische kennis en verklaring van ) Werd gebruikt om nieuwe elementen te vinden. Pas in 1913 wist Niels Bohr het met zijn atoommodel te verklaren. (één van de redenen waarom zijn atoommodel zo belangrijk was.)

21 Elektronen, de bron van scheikunde
Elektronen configuratie De schillen en orbitalen Een atoom gebruikt de elektronen in zijn buitenste schil voor het aangaan van reacties. Hoe meer elektronen in de buitenste schil hoe meer reacties aangegaan kunnen worden. Deze reacties zijn vaak bindingen. Elektronen configuratie scheikunde vind plaats in de buitenste schil van de elektronen banen van een atoom, bij waterstof is dat de eerste bij goud is dat de buitenste en laatste schil. Scheikunde is /wordt veroorzaakt door elektronen reacties of uitwisseling van elektronen in de buitenste schil. Reacties binnen de kern (o.a. radioactiviteit) behoren tot natuurkunde en komen niet voor bij chemische reacties.

22 Elektronen affiniteit
Een atoom wil altijd graag zijn buitenste schil vol hebben. De edelgassen hebben hun buitenste schil al vol en reageren weinig, ze hebben geen elektronen nodig. De halogenen missen 1 elektron en willen die heel graag hebben en reageren daardoor zeer sterk. Elektronen affiniteit Atomen willen graag hun buitenste schil vol hebben Dit betekent dat de zwaardere elementen op zoek zijn naar de edelgas configuratie van 8 elektronen in de buitenste schil. Heeft een atoom zijn buitenste schil vol dan reageert die nog moeilijk met andere atomen.

23 Elektronen affiniteit
De alkali metalen hebben maar 1 elektron in hun buitenste schil, als ze die kunnen afstoten is hun volgende schil wel vol. Alkali metalen willen dus graag 1 elektron kwijt en reageren daardoor sterk. De aard alkali metalen hebben 2 elektronen in hun buitenste schil en willen die net als de alkali metalen graag kwijt en reageren ook redelijk sterk. Elektronen affiniteit Atomen willen graag hun buitenste schil vol hebben Dit betekent dat de zwaardere elementen op zoek zijn naar de edelgas configuratie van 8 elektronen in de buitenste schil. Heeft een atoom zijn buitenste schil vol

24 Ionen en ionisaties Elektronen kunnen uit de buitenste schillen komen of toegevoegd worden, echter het aantal protonen in de kern blijft gelijk. Dit leidt tot een ladingsverschil, het atoom is niet meer elektrisch neutraal geladen het is nu een ion. Ionogene binding (sterk, en gezamenlijk neutraal) Vb NaCl Een atoom kan elektronen lenen of afstaan om de een edelgasconfiguratie te verkrijgen. Daardoor is het atoom echter niet meer elektrisch neutraal geladen. Wanneer het atoom door elektronoverdracht niet meer elektrische neutraal is spreken we van een ion. Het atoom is geïoniseerd. (Na, Na+, Cl, Cl-, NaCl) Twee atomen die onderling elektronen uitwisselen, de één staat een elektron af en de andere neemt er één op, vormen een ionbinding. De ion binding is door elektrische aantrekking een zeer sterke binding en geeft daardoor bv hoge smelttemperatuur en sterke kristalroosters. Zouten zijn voorbeelden van ionbindingen.

25 Atoombinding Gezamelijk elektronen paar bij niet metalen. Vb O2
Bij identieke atomen is deze covalente binding apolair en bij verschillende atomen kan deze polair zijn (niet lading neutraal). Vb H2O De covalente binding tussen twee identieke atomen is apolair, ΔEN = 0. Een voorbeeld hiervan is zuurstof (O2). De covalente binding tussen niet-identieke atomen is polair. De sterkte van de polariteit hangt af van het verschil in elektronegativiteit tussen beide atomen. Atoombindingen met ΔEN waarden kleiner dan 0,4 hebben in de meeste gevallen een apolair karakter. Atoombindingen met ΔEN waarden tussen 0,4 en 1,7 zijn in de meeste gevallen polair. Een voorbeeld hiervan is de sterk polaire O-H-binding met ΔEN = 1,4 die men in water en alcoholen aantreft. Bij de vorming van een covalente binding komt energie vrij. Bron wikipedia

26 Vier atoombindingen; enkelvoudig, dubbel, drievoudig of viervoudig.
Vb waterstofcyanide molekuul

27 Moleculen Een verbinding van 2 of meer atomen
Het kleinste deeltje wat nog over de eigenschappen beschikt van een stof. Definitie; mooie aantekening voor leerlingen om over te nemen en te leren.

28 VESPR model De vorm van moleculen
Het Vespr Model verklaart de vorm van moleculen. afb figuur 7.6 blz 237 chemistry Het geeft de manier en richting weer van bindingen in een molecuul en geeft daardoor ook de geometrische structuur van dat molecuul. Elektronen ladingen stoten elkaar af waardoor bindingen en losse elektronen paren een optimale, maximale afstand tot elkaar zoeken en innemen. Let op vrij elektronen paren dienen mee te worden genomen in het berekenen of opstellen van het molecuul model, echter worden ze niet weergegeven! Het VESPR model laat alleen elektronenbindingen in moleculen (tussen atomen dus) zien.

29 Geometrische structuren
Emplodocus heeft de laatste jaren toch ook een beetje gelijk gekregen. Zijn piramide en cubus vormen zien we vaak terug in moleculen van het VESPR model en in kristalroosters. Ook het twaalf vlak en twintigzijdige zien we tegenwoordig terug in de koolstof nanotechnologie En zo komen we weer in een concentrische cirkel terug naar het begin met de oude grieken.


Download ppt "In de notities van iedere dia staan de achtergrondinformatie behorende bij de dia en bronnen van bijvoorbeeld figuren weergegeven. Navigatie: Alchemist."

Verwante presentaties


Ads door Google