Ionogene bindingen Chpt 6.

Presentatie over: "Ionogene bindingen Chpt 6."— Transcript van de presentatie:

1 Ionogene bindingen Chpt 6

2 Ionbinding Wat houdt atomen bij elkaar?? Een chemische binding!!!
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: 1s2 2s2 2p6 3s e → Na+: 1s2 2s2 2p6 De buitenste schil is nu leeg!!!. Er is een edelgas structuur ontstaan, nl. die van ……… Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 + 1 e → Cl-:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 De buitenste schil is nu vol!!!. Er is een edelgas structuur ontstaan,

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] 4s2 3d6 → Fe 2+ [Ar] 3d6 Fe 2+ [Ar] 3d6 → Fe 3+ [Ar] 3d5 -2e- -1e-

6 Omdat de buitenste schil niet meer bezet is door electronen
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 Figure: 06-01 Title: Cationic radii Caption: Figure 6.1  Radii of (a) group 1A atoms and their cations; (b) group 2A atoms and their cations. The cations are smaller than the neutral atoms both because the principal quantum number of the valence-shell electrons is smaller for the cations and because Zeff is larger.

7 Voor anionen geldt het effect andersom
Voor anionen geldt het effect andersom. Daar wordt de straal groter, omdat…. Maak opdracht 6.3 en 6.4 Figure: 06-02 Title: Anionic radii Caption: Figure 6.2  Radii of the group 7A atoms (halogens) and their anions. The anions are larger than the neutral atoms because of additional electron–electron repulsions and a decrease in Zeff.

8 Ionisatie energie Ei De hoeveelheid energie die nodig is om een electron te verwijderen bij een atoom hangt sterk af van de plaats in het periodiek systeem Figure: UN Title: Ionization energy Caption: The amount of energy required to remove the highest-energy electron from an isolated neutral atom in the gaseous state is the atom's ionization energy.

9 De Ionisatie energie Ei
p s d De Ei heeft te maken met het aantal valentie- electronen. Als er meer valentie-electronen zijn kost het meer Energie om een electron te verwijderen. (Ei = hoger). Figure: 06-04 Title: Ionization energies Caption: Figure 6.4  A three-dimensional display showing how ionization energies increase from left to right across a row and decrease from top to bottom down a group of the periodic table. The elements at the lower left therefore have the smallest Ei values, and the elements at the upper right have the largest. f

10 De ionisatie energie Ei meer in detail
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 Shielding speelt een grote rol bij de Ei Zeff van s>p>d>f in dezelfde schil Electronen in dezelfde suborbitaal shielden elkaar nauwelijks. De groter wordende atoomstraal geeft een lagere Zeff ; er is minder Ei nodig om het electron te verwijderen. Figure: 06-05 Title: Ionization energies Caption: Figure 6.5  Ionization energies of the first 20 elements. The group 2A elements (Be, Mg, and Ca) have slightly larger Ei values than might be expected, and the group 6A elements (O and S) have slightly smaller values than might be expected.

11 Ei 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. Zeff wordt dus steeds groter De Ei wordt Ei1, Ei2, Ei3, …….genoemd. Het verschil tussen de Ei’s kan een factor 10 schelen!!! Figure: UN Title: Ionization energies Caption: Table 6.2 Successive ionization energies

12 Dit komt overeen met het aantal valentie-electronen.
Er is een enorm verschil in Ei 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. Maak opdracht 6.6 t/m 6.8 Figure: UN Title: Caption:

13 Electronen affiniteit Eea
Eea 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 Figure: 06-06 Title: Electron affinity Caption: Figure 6.6  Measured electron affinities for elements 1–57 and 72–86. A negative value means that energy is released when an electron adds to an atom, while a value of zero means that energy is absorbed but the exact amount can’t be measured experimentally. Note that the group 2A elements (alkaline earths) and the group 8A elements (noble gases) have Eea values near zero, while the group 7A elements (halogens) have large negative Eea’s. Accurate electron affinities are not known for elements 58–71.

14 Voor zowel groep 8A als groep 2A is de Eea 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.
Figure: UN Title: Caption:

16 ΔE = Eea + Ei ΔE = Eea + Ei is voor de vorming van Na+ en Cl- een positief getal!!! Er moet dus meer meespelen want de reactie verloopt wel!!! Na(s) + ½ Cl2 (g) →NaCl (s) De weergave van alle onderdelen van ΔE wordt de Born-Haber cyclus genoemd. Figure: 06-08 Title: The Born–Haber cycle Caption: Figure 6.8  A Born–Haber cycle for the formation of NaCl(s) from Na(s) and Cl2(g). The sum of the individual energy changes for the five steps is equal to the net energy change for the overall reaction. Note that the most favorable step is the formation of solid NaCl from gaseous Na+ and Cl– ions (step 5). Maak 6.11, 6.64 en 6.68 De Born-Haber cyclus wordt in het tentamen gevraagd!!!

17 U kan berekend worden met de wet van Coulomb.
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. Figure: Table 6.3 Title: Caption: U =F x d = k x (z1 z2) 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 Figure: UN Title: Key Concept Summary Caption: Ionic bonds and some main-group chemistry key concept summary.

20 Electron-Dot Structures and Resonance
Draw an electron-dot structure for O3. Step 1: 3(6) = 18 valence electrons O Step 2: O Step 4: Step 4: There is only 1 more pair of electrons. Thus, the central oxygen only has 3 pairs of electrons (less than an octet). Step 5: There is a choice to be made. If all that is desired is the electron-dot structure, then either of the 2 terminal oxygen atoms could have been chosen. O O Step 3: Step 5:

21 Electron-Dot Structures and Resonance
Gebruik een vrij electronenpaar Step 4: O Of, gebruik een vrij electronenpaar van de andere zuurstof Either electron-dot structure suggests that ozone has a double and a single bond. A bond analysis actually shows one type of bond and it’s neither a single nor a double bond. A resonance hybrid attempts to overcome this shortcoming of electron-dot structures. At this stage, we usually just take this simplified look at resonance structures. Organic chemistry, for example, takes a much deeper look at resonance. 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 + H: formele lading = 1 – ½ (2) – 0 = 0 N
Bepaling van de formele ladingen van atomen binnen een electron-dot (Lewis) structuur: aantal valentie elektronen in vrije atoom aantal niet gebonden elektronen aantal bindings elektronen - ½ × - ·· : N 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. ·· ·· VB :N N+–O: ↔ N-=N+=O ·· ·· De linkervariant is gunstiger omdat de negatieve lading aan het meer elektronegatieve O-atoom is toegewezen.

26 Bereken de formele lading voor elk atoom in O3
De formele lading = het aantal valentie electronen – de helft van het aantal gebonden electronen – het aantal vrije electronen The sum of the formal charges will be equal to the overall charge of the molecule or ion. O 1 2 1 2 1 2 (4) - 4 = 0 (6) - 2 = +1 (2) - 6 = -1

27