De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

Hoofdstuk 12. Begrippen  Valentie- elektronen elektronen in de buitenste baan  Bindende elektronenpaar twee elektronen die samen een atoombinding vormen.

Verwante presentaties


Presentatie over: "Hoofdstuk 12. Begrippen  Valentie- elektronen elektronen in de buitenste baan  Bindende elektronenpaar twee elektronen die samen een atoombinding vormen."— Transcript van de presentatie:

1 Hoofdstuk 12

2 Begrippen  Valentie- elektronen elektronen in de buitenste baan  Bindende elektronenpaar twee elektronen die samen een atoombinding vormen  Niet- bindende elektronenpaar Vrij elektronepaar

3 Lewisstructuren  8 elektronen in de buitenste schil zorgt voor verhoogde stabiliteit  Alleen de valentie- elektronen spelen hierbij een rol

4 Een Lewisstructuur tekenen gaat op dezelfde manier als een structuurformule, alleen moet je ook rekening houden met de niet- bindende elektronenparen (vrije elektronenparen).

5  Stap 1: Bepaal het aantal valentie elektronen van alle atomen, tel hierbij eventuele negatieve ladingen op, of trek hier eventuele positieve ladingen vanaf.  Stap 2: Bepaal het aantal elektronen voor een volle buitenste schil van alle atomen.  Stap 3: Stap 2 – stap 1 = aantal bindende elektronen. Delen door twee: aantal bindende elektronenparen = bindingen.  Stap 4: Teken de bindende elektronenparen tussen de atomen.  Stap 5: Teken de overgebleven valentie- elektronen als vrije elektronenparen volgens octetregel.

6 CO 2  Stap 1: totale aantal valentie- elektronen= 16  Stap 2: nodig: 24 elektronen  Stap 3: = 8 bindende elektronen (4 paren/ bindingen)  Stap 4: 4 atoombindingen tekenen  Stap 5: 8 niet- bindende elektronen (4 paren) over voor octet- regel

7  Als het centrale atoom P, N of S is, kan het aantal omringende elektronen soms groter zijn dan acht. Je spreekt dan van een uitgebreid octet

8 Het tekenen van een lewisstructuur  Tekenen van Lewisstructuren Tekenen van Lewisstructuren

9 Formele lading  De lading van 1 atoom in een samengesteld ion.  De formele ladingen van alle atomen opgeteld is de totale lading van dit samengesteld ion.  Wordt bepaald met behulp van de Lewis- structuur.

10 Bepalen van de formele lading  Stap 1 Bepaal het totale aantal elektronen rond elk atoom (bindend: 1; vrij: 2)  Stap 2 Bepaal het aantal valentie- elektronen van elk atoom  Stap 3 Formele lading= aantal valentie- elektronen - het aantal elektronen (stap 2) (stap 1)

11 Voorbeeld  Bereken de formele ladingen van het carbonaat- ion  O: Stap 1: 6 + 1= 7 Stap 2 : O heeft 6 valentie- elektronen Stap 3 : Formele lading: 6- 7= -1 C: Stap 1: 4O: Stap 1: Stap 2: 4 Stap 2: 6 Stap 3: 4- 4= 0 Stap 3: 6- 6= 0

12 VSEPR- methode  Tel het aantal atomen dat gebonden is aan het centrale atoom. Tel hierbij het aantal vrije (niet bindende) elektronenparen van het centraal atoom op. Het totaal is het omringingsgetal  Omringingsgetal 2 = lineaire structuur (180 °), Omringingsgetal 3 = driehoek (120 °), Omringingsgetal 4 = tetraëder (109°).

13 Voorbeeld: NH 3 Aantal atomen gebonden aan N: 3 Aantal vrije elektronenparen : 1 Dus omringingsgetal = 4 (waaruit je kunt concluderen dat dit een tetraëderische bouw is)

14 Ammoniak

15 1 Ruimtelijke structuren 3. Etheen bijvoorbeeld als

16 Dipolen  Macro- niveau: SO 2 goed oplosbaar in water, CO 2 niet. Micro- niveau: SO 2 kan wel dipool- dipool bindingen vormen, CO 2 niet (lineair, heffen elkaar op)

17 Partiële lading  -  +  Mogen elkaar niet opheffen  Dipool- moleculen

18 Mesomerie (resonantie)

19  Soms geeft de Lewis-berekening niet altijd een eenduidige oplossing omdat er meer dan één manier is waarop we de elektronenparen over het molecuul kunnen verdelen. Een goed voorbeeld daarvan is het azide-ion N 3 -.

20 BE: 3 x 8 = 24 VE: 3 x 5 + 1= 16 / 2 = 8 TP 8 / 2 = 4 GP – 4 EP We kunnen de gedeelde paren ofwel als twee dubbele bindingen verdelen ofwel als een enkele en een driedubbele binding. Dat laatste geeft aanleiding tot twee structuren die elkaar spiegelbeeld zijn. Dit worden ook wel mesomere grensstructuren of resonantiestructuren genoemd.

21 Mesomere grensstructuren  Eén molecuul met verschillende Lewis- structuren  Hoe meer mesomere grensstructuren een molecuul of ion heeft, hoe stabieler het is.  In het algemeen geldt dat de structuur met de minste formele lading de juiste is.

22  Een voorbeeld van een ion met resonantiestructuren is het carbonaat- ion CO 3 2- Lewis- berekening BE: 4 x 8 = 32 VE: 3 x 6 + 2= 24 / 2 = 12 TP 8 / 2 = 4 GP – 8 EP GP=4 betekent dat er één dubbele en twee enkele bindingen moeten zijn, maar voor de dubbele binding hebben we keuze tussen drie zuurstofatomen. Er zijn daarom drie geheel gelijkwaardige Lewis-structuren. De zuurstofatomen aan de enkele binding hebben een formele lading van -1.

23

24 Stereochemie

25 Cis-trans isomerie  Enkele C-C-binding: vrij draaibaar

26 Cis-trans isomerie  Dubbele C=C-binding: starre binding geen vrije draaibaarheid

27 Cis-transisomerie Bij starre bindingen treedt cis-transisomerie op Centrale vraag (aldoor): kun je het molecuul zo draaien ‘m over de ander heen kunt leggen? Ja? Dan identiek molecuul!Nee? Dan een isomeer!

28 Cis-trans isomerie Ook cyclische moleculen (zónder C=C) zijn star!

29 Cis-trans isomerie Cis-trans isomerie molecuulformule is gelijk, maar structuurformule niet: isomerie Structuurisomerie: Verschil in volgorde atomen : 1.vertakt/onvertakt (butaan vs. methylpropaan) 2. plaats van karakteristieke groep (butaan-1-ol vs. Butaan-2-ol) 3. verschillende klassen (ethers C n H 2n+2 O zijn isomeer met alcoholen C n H 2n+2 O) Stereo-isomerie: volgorde atomen gelijk, maar verschil in 3D-oriëntatie atomen: 1. cis-trans- isomerie 2. spiegelbeeld- isomerie

30 30 Stereochemie: Cis/Trans-isomerie Maakt het uit of een van de H-atomen beneden of boven aan de dubbele binding zitten ?? Nee !! Maakt het uit of een van de H-atomen beneden of boven aan de dubbele binding zitten ?? Ja !

31 Stereochemie: Cis/Trans-isomerie Als links én rechts van de dubbele binding TWEE verschillende groepen zitten zijn er 2 ruimtelijke vormen van dit molecuul H beide boven of onder 1 H boven en 1 H onder Cis-1,2-dichlooretheenTrans-1,2-dichlooretheen

32 Stereochemie: Cis/Trans-isomerie Van een cyclomolecuul waarbij aan 2 C-atomen TWEE verschillende groepen zitten zijn er 2 ruimtelijke vormen van dit molecuul F beide boven of onder 1 F boven en 1 F onder Cis-1,2- difluorcyclobutaan Trans-1,2- difluorcyclobutaan

33 Stereochemie Spiegelbeelden Je handen lijken op elkaar, maar zijn niet precies hetzelfde. Probeer ze maar eens over elkaar te leggen met de handpalmen naar boven. Je ziet dat de duimen dan altijd in verschillende richtingen wijzen. Dit komt omdat de handen een asymmetrische, chirale vorm hebben.

34 Er is pas sprake van twee verschillende spiegelbeelden als er een asymmetrisch koolstofatoom in het molecuul zit. Een asymmetrisch C-atoom is een koolstofatoom waaraan vier verschillende groepen zitten.

35

36 Stereochemie: spiegelbeelden 1 ruimtelijke vorm 2 ruimtelijke vormen van CHFClBr CH 4 CH 3 F CH 2 FCl

37 1 ruimtelijke vorm: CH 4, CH 3 F, CH 2 FCl 2 ruimtelijke vormen van CHFClBr Als aan een atoom 4 verschillende groepen zitten heeft dit molecuul een spiegelbeeld isomeer Stereochemie: spiegelbeelden

38 Hoeveel spiegelbeeld-isomeren zijn er van deze moleculen 2x 1x Stereochemie: spiegelbeelden

39 Aspartaam


Download ppt "Hoofdstuk 12. Begrippen  Valentie- elektronen elektronen in de buitenste baan  Bindende elektronenpaar twee elektronen die samen een atoombinding vormen."

Verwante presentaties


Ads door Google