Uitleg scheikundige begrippen

Presentatie over: "Uitleg scheikundige begrippen"— Transcript van de presentatie:

1 Uitleg scheikundige begrippen
Feyo van den Berg Meenemen: - dit bestand; - presentor; - pen en papier; - bordstift.

2 Welkom! Uw gastheer:

3

4 Inhoudsopgave Inleiding Model(denken) Atoommodel van Bohr
Kwantumfysisch model Orbitalen Atoomnummer Periodiek systeem symbolen perioden groepen metalen en niet-metalen Moleculen Ontleedbaar / niet ontleedb. Atoombinding Ionogene binding Metalen en niet-metalen Gepolariseerde atoombinding Waterstofbruggen Kristalrooster VSEPR model Bronnen (einde) ‘Intermolekulaire krachten’ zit verwerkt in ‘Waterstofbruggen’. ‘Intramolekulaire krachten’ zit verwerkt in ‘Gepolariseerde atoombinding’. ‘Geometrische structuren’ zit verwerkt in ‘Kristalrooster’ en ‘VSEPR model’.

5 Inleiding

6 Model(denken) Oude Griekenland atomisme 1808 John Dalton atomen
1897 Joseph Thomson - deeltjes 1911 Ernest Rutherford + kern 1914 Niels Bohr cirkelt rond + In het oude Griekenland speculeerden filosofen al over atomen (het atomisme). Een van de grootste vragen was, of materie eindeloos deelbaar was in kleinere deeltjes of niet. Bekende filosofen als Plato dachten van wel. Democritus was het daar duidelijk niet mee eens. Hij stelde dat atomen eigenschappen zoals grootte, vorm en massa hadden. Alle andere eigenschappen die aan materie werden toegeschreven, zoals kleur of smaak, zouden worden veroorzaakt door interacties tussen atomen. De naam atoom die door Democritus is bedacht, komt van het Griekse atomos, dat ondeelbaar betekent. Later zijn er nog vele atoomtheorieën opgesteld; deze waren niet alle even onomstreden. Systeem van John Dalton In 1808 publiceerde de Engelse wetenschapper John Dalton een nieuwe theorie: Elementen bestaan uit kleine deeltjes, atomen genaamd. Elk element wordt gekarakteriseerd door de massa van het atoom; atomen van hetzelfde element hebben dezelfde massa en atomen van verschillende elementen hebben een verschillende massa. Bij het ontstaan van nieuwe stoffen verandert alleen de manier waarop atomen met elkaar verbonden zijn; de atomen zelf veranderen niet. Aan het einde van de 19e eeuw voerden verschillende wetenschappers experimenten uit met kathodestraalbuizen en langzaam kwamen zij tot het besef dat er zich daarin negatief geladen subatomaire deeltjes bevonden. Joseph John Thomson was in 1897 een van de eersten die daarover publiceerden. Hij gaf de negatieve deeltjes de naam corpuscles. Later zouden zij bekend worden als elektronen. In 1906 kreeg Thomson een Nobelprijs voor zijn ontdekking. Na de bekendwording van de elektronen bood zich een nieuw probleem aan: atomen waren neutraal en als elektronen negatief waren, zouden er zich in atomen ook nog positief geladen deeltjes moeten bevinden. In 1911 beschreef Ernest Rutherford hoe hij experimenten met goudfolie en α-deeltjes had uitgevoerd (zie: atoommodel van Rutherford) en daaruit concludeerde dat een atoom bestond uit een kleine massieve positief geladen kern met daaromheen de negatief geladen elektronen. Latere experimenten, uitgevoerd door Rutherford en anderen, toonden aan dat de atoomkern twee verschillende deeltjes bevatte: positieve protonen en neutrale neutronen. In 1914 stelde de Deense wetenschapper Niels Bohr dat de elektronen rondcirkelden rondom de atoomkern, en dat zij zich in bepaalde banen met eigen energieniveaus bevonden (zie: atoommodel van Bohr). Omdat er met het model van Bohr nog steeds een aantal zaken niet verklaard konden worden, kwam Erwin Schrödinger in 1926 met een kwantummechanisch model waarbij elektronen niet als deeltjes, maar als golfverschijnsel werden voorgesteld. Een jaar later kwam Werner Heisenberg met het onzekerheidsprincipe van Heisenberg, waarmee hij aangaf dat het inderdaad niet mogelijk was van een elektron de precieze plaats in een atoom aan te geven. + -

7 Atoommodel van Bohr

8 Kwantumfysisch atoommodel
1924 Louis-Victor de Broglie alle materie heeft het karakter van een golf Bohr De Broglie De hypothese van De Broglie is de door Louis-Victor de Broglie geformuleerde hypothese dat alle materie het karakter van een golf heeft waarvan de golflengte afhangt van de massa en de snelheid van het deeltje.

9 Orbitalen Orbitaal = baan van een elektron in een atoom

10 Atoomnummer Het aantal protonen van een atoom = het atoomnummer
atoom met atoomnummer 1 (1 proton +) Atoomnummer: is gelijk aan het aantal protonen + + - - atoom met atoomnummer 2 (2 protonen ++)

11 Periodiek systeem Tabel met alle scheikundige elementen
= tabel van Medelejev Op volgorde van Atoomnummer Horizontaal verdeeld in Periodes Vertikaal verdeeld in Groepen. Ondertussen verklaart Mendelejev nog onlogische dingen in zijn periodieksysteem. Zo zijn er lege plaatsen in zijn systeem. Mendelejev verklaart dit door te zegen dat deze elementen nog gevonden moeten worden. Hij gaat nog verder dan dit, Mendelejev voorspelt zelfs de gewichten en de volumes van de nog niet gevonden elementen. En omdat zijn systeem zo goed klopt had hij het nog goed ook!

12 Periodiek systeem Meest voorkomende element Volgend element
= waterstof In Latijn: Hydrogenium  H Atoomnummer 1 Volgend element = helium  He Atoomnummer 2 1 H 2 He Symbool: Ac, Ag, Al, Am, Ar (dus ook H) etc.

13 Periodiek systeem Volgend elementen Atoomnummer 3  Li
Atoomnummer 4  Be 1 H 2 He 3 Li 4 Be Lithium, Beryllium

14 Periodiek systeem Volgende elementen Atoomnummer 5 t/m10 H He Li Be B
2 He 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne

15 Periodiek systeem Periode verdeling (horizontaal)
Elektronen in schil 1 + schil 2 + schil 3 1 H 2 He 1 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 2 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 3 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 4 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe 5 55 Cs 56 Ba * 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Ti 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 6 87 Fr 88 Ra ** 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Ds 111 Rg 112 Cn 113 Uut 114 Fl 115 Uup 116 Lv 117 Uus 118 Uuo 7 57 La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 Lu 6 89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr 7.

16 Periodiek systeem Groepen verdeling (vertikaal) Eigenschappen Groep
Alkalimetalen Aardalkalimetalen Scandiumgroep Titaangroep Vanadiumgroep Chroomgroep Mangaangroep Platinagroep Kopergroep Zinkgroep Boorgroep Koolstofgroep Stikstofgroep Zuurstofgroep Halogenen Edelgassen Groepen verdeling (vertikaal) Eigenschappen 1 2 18 1 H 13 14 15 16 17 2 He 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 11 Na 12 Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe Een alkalimetaal is een element uit de eerste groep van het periodiek systeem, waartoe lithium, natrium, kalium, rubidium, cesium en francium behoren. Waterstof wordt echter niet tot de alkalimetalen gerekend, omdat waterstof slechts 1 elektron bezit en niet meer de chemische eigenschappen van een alkalimetaal vertoont. De elementen in groep 1 zijn de alkalimetalen. Waterstof is een niet-metaal en hoort dus niet bij de alkalimetalen. Het chemisch gedrag van alle alkalimetalen lijkt op elkaar. both lanthanum and lutetium have been labeled as group 3 elements, because they both have a single valence electron in the d shell 55 Cs 56 Ba * 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Ti 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 87 Fr 88 Ra ** 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Ds 111 Rg 112 Cn 113 Uut 114 Fl 115 Uup 116 Lv 117 Uus 118 Uuo 57 La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 Lu Lanthaniden 89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr Actiniden

17 Periodiek systeem Andere reeksen Niet-metalen Metaloïden Metalen Groep
1 2 18 Edelgassen 1 H 13 14 15 16 17 Halogenen 2 He 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 11 Na 12 Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe Het belangrijkste kenmerk van metalen is hun kleine elektronegativiteit. Door deze kleine elektronegativiteit binden ze elektronen niet sterk aan de kern en vormen daardoor gemakkelijk positief geladen ionen en kunnen ze reageren met stoffen die negatief geladen ionen vormen, waarbij een zout gevormd wordt. Een niet-metaal is een element waarvan de atomen, in tegenstelling tot de atomen van een metaal, niet gemakkelijk een elektron afstaan. Niet-metalen hebben een relatief hoge elektronegativiteit, uitgedrukt in de schaal van Pauling, en zijn daardoor redelijk sterke tot sterke oxidatoren Ook de halogenen en waterstof worden vaak tot de niet-metalen gerekend. 55 Cs 56 Ba * 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Ti 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 87 Fr 88 Ra ** 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Ds 111 Rg 112 Cn 113 Uut 114 Fl 115 Uup 116 Lv 117 Uus 118 Uuo 57 La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 Lu Lanthaniden 89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr Actiniden

18 Moleculen Molecuul = Kleinste deeltje van een moleculaire stof
met nog de chemische eigenschappen van die stof Opgebouwd uit atomen Voorbeeld: H2 H2O Een molecuul of molecule is het kleinste deeltje van een moleculaire stof dat nog de chemische eigenschappen van die stof bezit. Wanneer een molecuul opgedeeld zou worden in nog kleinere deeltjes zouden de chemische eigenschappen veranderen. Een molecuul is opgebouwd uit atomen die in een vaste rangschikking van chemische bindingen met elkaar verbonden zijn. Een chemische stof is gedefinieerd door de atomen waaruit het molecuul bestaat en de onderlinge scheikundige verbindingen die tussen de atomen bestaan. De massa van een molecuul, of molecuulmassa, is gelijk aan de gezamenlijke massa van de atomen waaruit het molecuul bestaat. De molecuulmassa wordt uitgedrukt in atomaire massaeenheden (weergegeven als u (unit)). Uitgedrukt in kilogram is dat: 1 u ≈ 1, × kg.De afmetingen van moleculen liggen in de orde van nanometers. (1 nm = 1 × 10-9 m, één miljoenste millimeter). Het woord molecuul is afgeleid van het Latijnse molecula (‘kleine massa’). 1 H 1 H 1 H 1 H 8 O

19 Ontleedbaar / niet ontleedbaar
Ontleedbare stof Meerdere atoomsoorten Voorbeeld: H2O Om te zetten in twee of meer andere stoffen Niet-ontleedbare stof Eén atoomsoort Voorbeelden: H2 O2 1 H 1 H 1 H 1 H 8 O Ontleedbare stoffen, ook wel verbindingen genoemd, zijn stoffen die bestaan uit meerdere atoomsoorten. Een ontleedbare stof kan door een ontledingsreactie worden omgezet in twee of meer andere stoffen. Een niet-ontleedbare stof bestaat uit één atoomsoort en kan niet door middel van een ontledingsreactie worden omgezet in andere stoffen. Een samengestelde stof of chemische verbinding is een chemische stof die bestaat uit twee of meer chemische elementen. 8 O 8 O

20 Atoombinding H2 + + - - http://nl.wikipedia.org/wiki/Covalente_binding
Een covalente binding of atoombinding is een binding tussen atomen waarin de atomen één of meer gemeenschappelijke elektronenparen hebben. Niet-metalen gaan met elkaar covalente bindingen aan. Met deze vorm van binding worden moleculen of een samengesteld ion opgebouwd. Als vuistregel kan gesteld worden dat een covalente binding optreedt als het verschil van elektronegatieve waarden (ΔEN) volgens de definitie van Linus Pauling kleiner is dan 1,6 à 1,7. + + - -

21 Ionogene binding Elektronen overdracht van ene naar andere atoom
Een ionbinding, ionenbinding, ionaire binding, elektrovalente binding of heteropolaire binding is een verbinding tussen ionen die een gevolg is van de elektrostatische aantrekking tussen een negatief en een positief geladen ion. Het vindt plaats tussen atomen met een groot verschil in elektronegativiteitswaarde, meestal moleculen/atomen met een metaalkarakter en moleculen/atomen met een niet-metaalkarakter. De aantrekkingskracht van de ionen is de belangrijkste drijvende kracht. De sterkste ionbinding komt, praktisch gezien, voor in cesiumfluoride, omdat cesium en fluor het grootste verschil vertonen in elektronegativiteit (0,79 ten opzichte van 3,98). Een ionbinding is noch een intermoleculaire kracht noch een intramoleculaire kracht. De ionbinding werd rond 1916 door Albrecht Kossel beschreven. De elementenatomen streven in hun buitenste elektronenschaal de edelgasconfiguratie s2p6 (bij hogere chemische elementen vanaf gallium ook een gesloten s2p6d10 elektronenconfiguratie) aan. Dit kan bereikt worden door een elektronenafgifte; hierbij ontstaan eenvoudig of meervoudig positief geladen kationen. Ook kan dit bereikt worden door elektronenopname, waarbij eenvoudig of meervoudig negatief geladen anionen ontstaan. Er worden geen moleculen gevormd, maar wel starre kristalroosters met een dichte stapeling van de ionen. In oplossing komen deze ionen in gehydrateerde toestand voor. De sterkte van de binding is omgekeerd evenredig met de afstand van de ionen in het kristalrooster. (Wanneer de elektronen gelijkelijk tussen twee buuratomen gedeeld worden spreekt men van een covalente binding. Elektronen kunnen echter over meer dan twee atomen gedeeld worden. In metalen is er zelfs sprake van een zee van elektronen verdeeld over alle atomen.) De verdeling kan ook ongelijk zijn, waarbij er elektronen gedeeltelijk overgedragen worden van het ene naar het andere atoom. Men spreekt dan van een ionogene binding.

22 Metalen en niet-metalen
Metaal: Metaalatomen: Buitenste elektronen niet sterk gebonden Geleidt: Warmte Elektriciteit Niet metalen staan niet zo makkelijk een elektron af Chemische eigenschappen Het belangrijkste kenmerk van metalen is hun kleine elektronegativiteit. Door deze kleine elektronegativiteit binden ze elektronen niet sterk aan de kern en vormen daardoor gemakkelijk positief geladen ionen en kunnen ze reageren met stoffen die negatief geladen ionen vormen, waarbij een zout gevormd wordt. De meeste metalen zijn chemisch stabiel. Echter, metalen uit de reeksen van de alkalimetalen (bijvoorbeeld natrium) en aardalkalimetalen (bijvoorbeeld magnesium) zijn zeer reactief. Deze metalen vormen 1+ en 2+ positief geladen ionen die de elektronen uit hun s-schillen kwijt zijn. Zouten van deze metalen zijn over het algemeen goed oplosbaar in water, dat geldt vooral voor de zouten van alkalimetalen. De ionen van cesium-137 en -135 en van strontium-90 die als bijproduct gevormd worden bij het radioactief verval tijdens de opwekking van kernenergie verspreiden zich daarom gemakkelijk in het milieu als ze vrijkomen. Hoe edeler een metaal is, hoe moeilijker een metaal reageert. Metalen die niet reageren met zuurstof en water, die dus geen corrosie vertonen, noemen we edel. Onedele metalen vertonen wel corrosie. Er bestaan ook metalen die erg gemakkelijk met water reageren; dit zijn de zeer onedele metalen (bijvoorbeeld natrium, kalium). De overgangsmetalen uit de platinagroep en kopergroep zijn relatief inert. De edelmetalen uit periode-5 en 6 van deze groepen, zoals goud, zilver en platina zijn chemisch vrijwel volledig inert. Ze reageren net als de edelgassen met vrijwel geen enkele stof. Fysische eigenschappen Metalen wijwaterbakje voor aan de wand Metalen hebben een aantal kenmerkende fysische eigenschappen: ze hebben meestal een glimmend uiterlijk ze hebben een hoge taaiheid en zijn pletbaar. ze hebben meestal een hoog smeltpunt (Met uitzondering van kwik (Hg) zijn alle metalen vaste stoffen bij Standaardtemperatuur en standaarddruk|kamertemperatuur) alle metalen zijn goede geleiders van warmte en elektriciteit. Deze eigenschappen zijn hoofdzakelijk het gevolg van de losse binding van de buitenste elektronenschil van de metalen zodat in de praktijk de metaalatomen ingebed zijn in een gemeenschappelijke elektronenwolk. IJzer, nikkel en enkele andere metalen en legeringen kunnen magnetisch gemaakt worden. Zie hiervoor ferromagnetisme. Een niet-metaal is een element waarvan de atomen, in tegenstelling tot de atomen van een metaal, niet gemakkelijk een elektron afstaan.

23 Gepolariseerde atoombinding
Elektronen blijven gebonden aan atoomkern niet meer uniform verdeeld rond atoomkern Asymetrische ladingsverdeling: dipool Voorbeeld: H2O Intramoleculaire kracht All dielectric materials will become polarised when in close proximity to a charged object. The material will not acquire a significant overall charge, since the electrons in a non-conducting material tend to be tightly bound to their atoms. However, the electrons within the atoms making up the dielectric material will re-arrange themselves under the influence of the electric field created by an external charge, as shown below. The degree to which polarisation occurs will determine the material's dielectric constant.

24 Waterstofbruggen Dipool – dipool aantrekking Intermolecularie kracht
Met waterstof (klein atoom) erg sterke binding Voorbeeld: H2O Intermolecularie kracht Een waterstofbrug is een niet-covalente binding tussen een elektronenpaar op een sterk elektronegatief atoom (zuurstof, stikstof of fluor) en een naburig waterstofatoom gebonden aan een ander sterk elektronegatief atoom. Waterstofbruggen, ook aangeduid als H-bruggen, komen onder meer voor tussen watermoleculen, waar ze van groot belang zijn voor de fysische eigenschappen van water. Ze komen echter ook in vele andere stoffen voor. Waterstofbruggen met een of twee fluoratomen zijn zelfs beduidend sterker, zoals in het geval van het bifluoride-ion, en benaderen zij de sterkte van een covalente binding. Is een waterstofatoom verbonden aan een atoom met een zeer grote elektronegativiteit, zoals F, O of N (zelfs C in sommige gevallen) dan wordt de binding sterk polair. De elektronenwolk verschuift dan in de richting van F, O of N en dit atoom wordt negatief geladen. Het resultaat is dat het aan F, O, of N verbonden waterstofatoom positief wordt geladen. Omdat het waterstofatoom zo klein is, is de lading erop sterk geconcentreerd, zodat het met grote kracht een naburig dipoolmolecuul (of zelfs een dipool in hetzelfde molecuul) zeer dicht aan kan trekken. De waterstofbruggen zijn ongebruikelijk sterk vergeleken met andere dipool-dipoolkrachten. Waterstofbruggen in methanol (aangegeven met groene streepjes) Waterstofbruggen in azijnzuur (aangegeven met groene streepjes) Waterstofbruggen kunnen ook gevormd worden tussen waterstofatomen en elementen die een vrij elektronenpaar bezitten, bijvoorbeeld F, O, N en Cl. Hier wordt de waterstofbrug verklaard door de vorming van een polycentrisch molecuulorbitaal (PCMO) over drie atomen: H, het atoom waar H covalent op gebonden is en het atoom waarmee de waterstofbrug aangegaan wordt. Hierbij gaat het p-orbitaal van het atoom met het vrije elektronenpaar een belangrijke rol spelen. Dipole forces (Hydrogen bonding): Water molecules are similar to HF because they also have an imbalance of charges. The oxygen end is more negative than the hydrogen side. That means there's dipole (+/-) attraction. Also, since these hydrogen atoms have had much of their electron cloud pulled away, the hydrogen's nucleus (a proton) is partially exposed. This proton is attracted to any lone pairs on the oxygen atom on the neighboring water (blue arrows). They call this hydrogen bonding, and it's fairly strong, which is why water is a liquid at room temperature. That also explains why water has to be heated so much to boil. Note: The dipoles within HF and H2O are permanent. The third force is a temporary dipole. It's called either Van der Waals force or London Dispersion force. In de scheikunde en de natuurkunde zijn intermoleculaire krachten een bepaalde groep van interacties, die hoofdzakelijk bepaald worden door de krachten die werkzaam zijn tussen moleculen onderling. Talrijke fysische eigenschappen van chemische verbindingen, zoals het smeltpunt, kookpunt, oppervlaktespanning en oplosbaarheid in een oplosmiddel, worden bepaald door de intermoleculaire krachten. Het tegengestelde van intermoleculaire krachten zijn de intramoleculaire krachten, de kracht die atomen en subatomaire deeltjes op elkaar uitoefenen. De voornaamste intermoleculaire krachten die tussen neutrale moleculen optreden zijn de dipoolkrachten, geïnduceerde dipoolkrachten en Londonkrachten. Deze worden samen de Vanderwaalskrachten genoemd. Er bestaan ook ion-dipoolinteracties en waterstofbruggen.

25 Kristalrooster Bouwstenen structuur is: Regelmatig (rooster)
Symmetrisch (Geometrische structuren) Veel vaste stoffen hebben een kristalstructuur. Dat wil zeggen dat ze bestaan uit een regelmatig patroon (rooster) van moleculaire, atomaire of ionaire structuureenheden, die de bouwsteen van een kristal vormt. In de kristallografie worden de gestapelde structuureenheden eenheidscellen genoemd. De regelmatige stapeling wordt translatiesymmetrie genoemd. Naast de translatiesymmetrie bestaat er ook nog interne symmetrie binnen de eenheden. Het geheel van alle symmetrie heet kristalstructuursymmetrie. De symmetrie heeft onder meer als gevolg dat de gehele structuur van het kristal kan worden beschreven als de inhoud van één eenheidscel of zelfs een gedeelte daarvan, soms aangevuld met een beschrijving van de (zeer kleine) verschillen tussen eenheidscellen. Een van de technieken die kan worden gebruikt om kristalstructuren te bepalen is de röntgendiffractie. Dit is tot nog toe de nauwkeurigste techniek om de structuur van moleculen te onderzoeken. Kristalstructuren van meer dan organische verbindingen zijn reeds bepaald en opgeslagen in de Cambridge Structural Database. Naast kristallijne vaste stoffen bestaan er glasstructuren en amorfe structuren.

26 (Geometrische structuren)
VSEPR model Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory Valentie- schil Elektronen- paar Afstoting Theorie Afstotingsmodel (Geometrische structuren) VSEPR (meestal uitgesproken als vesper) staat voor Valence Shell Electron Pair Repulsion, vertaald: valentieschil-elekronenpaar-afstoting of kortweg het afstotingsmodel. Het is een theorie die goeddeels als een uitbreiding van het Lewis-model in drie dimensies beschouwd kan worden. Het idee dat moleculen drie-dimensionale voorwerpen zijn lijkt vandaag voor de hand te liggen, immers een schep suiker of een glas water is dat ook. Toch ondervond de Rotterdammer van 't Hoff met zijn boek La chimie dans l'éspace in 1874 grote weerstand, zelfs van de grote chemici van zijn tijd, zoals Adolph Kolbe, toen hij voorstelde dat de structuur van moleculen in drie dimensies bezien moest worden. De Fransman Joseph le Bel kwam overigens onafhankelijk van hem met hetzelfde idee. Het afstotingsmodel is van veel later (1957) en sindsdien heeft de computer het mogelijk gemaakt moleculen op allerlei wijzen af te beelden. We zullen hieronder een aantal verschillende manieren van afbeelden laten zien. Er zijn ook meetmethoden ontwikkeld die het mogelijk maken de bindingslengte en -hoeken van (gas)moleculen nauwkeurig te bepalen, zodat we de vormen van allerlei moleculen goed kennen. De valentieschil-elektronenpaar-repulsie-theorie (meestal benoemd als VSEPR-theorie) is een theorie die de geometrie van covalente bindingen verklaart aan de hand van repulsieve Coulombkrachten tussen valentie-elektronen. De theorie gaat ervan uit dat de atomen in een molecuul zich rond één centraal atoom bevinden en wel zodanig dat hun onderlinge afstand zo groot mogelijk is. Verder wordt aangenomen dat dit ook geldt voor vrije elektronparen.

27 Bronnen Feyo van den Berg www. arm.ac.uk www.wikipedia.nl
nl.wikibooks.org jimmyneutron.wikia.com/wiki/Jimmy_Neutron Feyo van den Berg