De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

Ionogene bindingen Chpt 6. Ionbinding Wat houdt atomen bij elkaar?? Een chemische binding!!! –Ionbinding –Covalente binding Een ionbinding is een chemische.

Verwante presentaties


Presentatie over: "Ionogene bindingen Chpt 6. Ionbinding Wat houdt atomen bij elkaar?? Een chemische binding!!! –Ionbinding –Covalente binding Een ionbinding is een chemische."— Transcript van de presentatie:

1 Ionogene bindingen Chpt 6

2 Ionbinding Wat houdt atomen bij elkaar?? Een chemische binding!!! –Ionbinding –Covalente binding Een ionbinding is een chemische band tussen een niet-metaal en een metaalion –Metaalatomen kunnen een electron (e - ) afstaan → cation –Niet-metalen (bv. halogenen) nemen een e - op → anion »Welke electronenconfiguratie hoort daarbij???

3 De electronenconfiguratie van Na en Cl Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s e → Na + : 1s 2 2s 2 2p 6 –De buitenste schil is nu leeg!!!. Er is een edelgas structuur ontstaan, nl. die van ……… Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3 p e → Cl - :1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3 p 6 –De buitenste schil is nu vol!!!. Er is een edelgas structuur ontstaan, nl. die van ………

4 Alle metalen uit groep 1A kunnen door het afstaan van 1 e - de edelgas electronenconfiguratie krijgen. Alle metalen uit groep 2A kunnen door het afstaan van 2 e - de edelgas electronenconfiguratie krijgen. Alle niet-metalen uit groep 6A kunnen door het opnemen van 2 e - de edelgas electronenconfiguratie krijgen. Alle niet-metalen uit groep 7A kunnen door het opnemen van 1 e - de edelgas electronenconfiguratie krijgen. Maak opdracht 6.1 en 6.2.

5 Reacties van overgangsmetalen Bij overgangsmetalen gaan eerst de e - ’s uit de buitenste d-subschil verloren. Daarna de e - ’s uit de s-subschil. Fe: [Ar] 4s 2 3d 6 → Fe 2+ [Ar] 3d 6 Fe 2+ [Ar] 3d 6 → Fe 3+ [Ar] 3d 5 -2e - -1e -

6 De straal van de atomen neemt sterk af wanneer er een cation wordt gevormd. –Omdat de buitenste schil niet meer bezet is door electronen –Omdat er meer positieve ladingen zijn dan negatieve ladingen –Er is minder shielding

7 Voor anionen geldt het effect andersom. Daar wordt de straal groter, omdat…. –Maak opdracht 6.3 en 6.4

8 Ionisatie energie E i De hoeveelheid energie die nodig is om een electron te verwijderen bij een atoom hangt sterk af van de plaats in het periodiek systeem

9 De Ionisatie energie E i De E i heeft te maken met het aantal valentie- electronen. Als er meer valentie- electronen zijn kost het meer Energie om een electron te verwijderen. (E i = hoger). s d p f

10 De ionisatie energie E i meer in detail Shielding speelt een grote rol bij de E i Zeff van s>p>d>f in dezelfde schil Electronen in dezelfde suborbitaal shielden elkaar nauwelijks. De groter wordende atoomstraal geeft een lagere Z eff ; er is minder E i nodig om het electron te verwijderen. Uitzonderingen: Be en O Dit geldt voor alle elementen uit groep 2A Dit geldt voor alle elementen uit groep 6A Maak nu opdracht 6.5

11 E i neemt toe voor elk volgende e - Er kunnen meerdere electronen verwijderd worden uit 1 en hetzelfde atoom. Ieder volgend electron kost meer energie omdat het verschil tussen de positieve kern en de negatieve electronen steeds groter wordt. Z eff wordt dus steeds groter De E i wordt E i1, E i2, E i3, …….genoemd. Het verschil tussen de E i ’s kan een factor 10 schelen!!!

12 Maak opdracht 6.6 t/m 6.8 Er is een enorm verschil in E i wanneer er bij Na niet 1 maar 2 e - s verdwijnen, of bij Mg niet 2 maar 3 e - ’s. Dit komt overeen met het aantal valentie-electronen.

13 Electronen affiniteit E ea E ea is de energie verandering als een atoom een e opneemt en een anion wordt. Een positieve waarde voor E betekent dat het energie kost. Een negatieve waarde voor E betekent dat het energie oplevert

14 Voor zowel groep 8A als groep 2A is de E ea ongeveer 0 of zelfs positief. Dit kan verklaard worden aan de hand van het aantal valentie-electronen. Maak opdracht 6.9 en 6.10.

15 De rol van de valentie-electronen bij de vorming van een ion binding.

16 ΔE = E ea + E i ΔE = E ea + E i is voor de vorming van Na + en Cl - een positief getal!!! Er moet dus meer meespelen want de reactie verloopt wel!!! De weergave van alle onderdelen van ΔE wordt de Born-Haber cyclus genoemd. Na(s) + ½ Cl 2 (g) →NaCl (s) Maak 6.11, 6.64 en 6.68 De Born-Haber cyclus wordt in het tentamen gevraagd!!!

17 Na de vorming van Na + en Cl - -ionen blijven de ionen niet als zodanig in oplossing, maar vromt er een stevige kristalstructuur. Ieder Na + - ion is dan omgeven door 6 Cl - -ionen en ieder Cl - -ion is dan omgeven door 6 Na + -ionen. ER spelen dan veel electrostatische krachten. Het resultaat is een hoge roosterenergie (lattice-energy) U. U kan berekend worden met de wet van Coulomb. -U =F x d = k x (z 1 z 2 ) d

18 De octet regel Elementen uit de hoofdgroepen ondergaan graag reacties waardoor ze 8 electronen in hun buitenste schil overhouden. Het is een regel en geen wet!!!! Dus zijn er uitzonderingen. Voor elementen uit groep 3A t/m 8A periode 3 e.v. gaat de regel meestal niet op. Dit vanwege de omvang van de atomen.

19

20 Electron-Dot Structures and Resonance Draw an electron-dot structure for O 3. Step 1: Step 2: 3(6) = 18 valence electrons Step 4: Step 5: O O O O O O Step 3: O O OO O O

21 Electron-Dot Structures and Resonance Step 4: O O O Of, gebruik een vrij electronenpaar van de andere zuurstof Gebruik een vrij electronenpaar O O OO O O Resonance

22 7.7 Lewis structuren en resonantie Soms ontstaan er problemen bij het tekenen van electron-dot (Lewis) structuren omdat we stuiten op meerdere mogelijkheden met gelijke waarschijnlijkheid: We spreken dan van een resonantie structuur. Dit betekent dat beide weergegeven structuren niet echt voorkomen en dat de echte structuur het gemiddelde is van beide structuren. Ozon blijkt inderdaad 2 identieke O-O bindingen te hebben van identieke lengte met “bond order” 1.5

23 Formele ladingen Vergelijk het aantal valentie-electronen van een atoom in het molecuul met het aantal aanwezige electronen. Formele lading = aantal valentie e-’s – het aantal aanwezige e-’s per atoom Dat verschil kan + of – zijn!! Bij het tellen moeten zowel de bindingselectronen als de vrije electronen worden meegeteld!!!! Bindingselectronen tellen maar voor de helft mee!!!!!!! De formule wordt dan: zie volgende blz.

24 7.8 Formele ladingen Bepaling van de formele ladingen van atomen binnen een electron-dot (Lewis) structuur: aantal valentie elektronen in vrije atoom - ½ × aantal bindings elektronen - aantal niet gebonden elektronen ·· : : N H H H H + H:formele lading = 1 – ½ (2) – 0 = 0 N:formele lading = 5 – ½ (8) – 0 = +1 VB

25 7.8 Formele ladingen Door de formele ladingen bij verschillende resonantiestructuren te bepalen kun je soms zien welke structuur energetisch het meest gunstig is. Het evenwicht tussen de verschillende resonantiestructuren zal dan meer aan de kant van deze meest gunstige variant liggen. :N N + –O: - ↔ N - =N + =O ·· De linkervariant is gunstiger omdat de negatieve lading aan het meer elektronegatieve O-atoom is toegewezen. VB

26 O O O 6 - (2) - 6 = (4) - 4 = (6) - 2 = Bereken de formele lading voor elk atoom in O 3 De formele lading = het aantal valentie electronen – de helft van het aantal gebonden electronen – het aantal vrije electronen

27


Download ppt "Ionogene bindingen Chpt 6. Ionbinding Wat houdt atomen bij elkaar?? Een chemische binding!!! –Ionbinding –Covalente binding Een ionbinding is een chemische."

Verwante presentaties


Ads door Google