Anorganische chemie Samenvatting

ANOR1 Samenvatting

Les 1. Trends en Groep 1A en 1B elementen

Trends in het periodiek systeem

Effectieve kernlading (Zeff) = Hoe hard worden de valentie elektronen aangetrokken tot de
atoomkern.

- Komt tot stand door de aantrekkingskracht van min en plus ladingen en door de afstoot van
plus en plus of min en min ladingen.
- Hoe groter Zeff, hoe harder er aan de valentie elektronen wordt getrokken.
o Dit zorgt ervoor dat ze dichter op de atoomkern gaan zitten en dat de atoomstraal
dus kleiner wordt.
o Hierdoor zitten ze veel vaster in het atoom en wordt het moeilijker om ze uit het
atoom weg te halen.  Ionisatie-energie.
- Wordt bepaald door het aantal protonen in de atoomkern
o PS van links naar rechts of boven naar beneden  krijgt een proton erbij.
- Boven naar beneden PS  Zeff wordt kleiner
- Links naar rechts PS  Zeff wordt groter

Atoomradius

- Boven naar beneden PS  Grotere atoomstraal
- Links naar rechts PS  Kleinere atoomstraal

Ioniseringsenergie (Ei) = hoe makkelijk verwijder je een elektron

- Edelgas configuratie = volledig gevulde orbitaal schil
o Bijv. Na: 1s22s22p63s1  -1 e-  Na+: 2s22s22p6 =[Ne]
o Bijv. Cl: 1s22s22p63s23p5  +1 e-  Cl-: 1s22s22p63s23p6 = [Ar]
- Boven naar beneden PS  Kleiner Ei
- Link naar rechts PS  Grotere Ei
o Uitzondering voor (half)volle subschillen
 Volle subschillen hebben een hogere Ei

Ionradius = grootte van element/ion bepaald door aantal elektronen

- Bij gelijke kernlading
o Minder elektronen (positiever) = kleiner (lagere orbitaal, Z eff meer positief)
o Meer elektronen (negatiever) = groter (hogere orbitaal, Z eff minder positief)

Elektronegativiteit

- Boven naar beneden PS  Elektronegativiteit kleiner
- Links naar rechts PS  Elektronegativiteit groter

Orbitalen en oxidatiegetallen

Orbitalen

- Verschillende orbitalen
o S-orbitaal
 Hierin passen 2 elektronen

,  Vorm: cirkel om atoomkern
o P-orbitaal
 Hierin passen 6 elektronen
 Deze heeft 3 verschillende orbitalen
 Px, Py en Pz
o D-orbitaal
 Hierin passen 10 elektronen
 Deze heeft 5 verschillende orbitalen
 Dz2, Dx2y2, Dxy, Dxz en Dyz
o F-orbitaal
 Hierin passen 14 elektronen
 Deze heeft 7 verschillende orbitalen
- Binding = het overlappen van 2 orbitalen.
o Valentie elektronen
o H: 1s1  1 orbitaal  kan maximaal 1 binding vormen
o 2e rij: 2s2p  4 orbitalen  kan maximaal 4 bindingen vormen
 N: 1s22s22p3
 Sp3 hybridisatie: 4 groepen om zich heen
o 3e rij: 3s 3p 3d
- Ruimtelijke structuur
o CO2: C heeft 2 groepen om zich heen en is daarom sp gehybridiseerd.
 Daarnaast heeft hij nog Py en Pz nodig voor de dubbele binding
 Sp hybridisatie is altijd lineair  180°
o CH2O: C heeft 3 groepen om zich heen en is daarom sp 2 gehybridiseerd.
 Daarnaast heeft hij nog Pz nodig om de groepen zo ver mogelijk uit elkaar te
zetten.
 Sp2 hybridisatie is trigonaal planair  120°
o CH4: C heeft 4 groepen om zich heen en is daarom sp 3 gehybridiseerd
 Sp3 hybridisatie is tetraëder
 Elektronenparen tellen mee!
o Wordt vaak ook wel trigonaal pyramidaal genoemd.

Oxidatiegetallen (= niet hetzelfde als formele lading!)

- Bijv. CH3OH
o H is elektropositiever en O is elektronegatiever.
o 3x H = +1 x 3 = +3
o 1x O= -1 x 1 = -1
o = +2  C-2
- CH2O:
o H is elektropositiever en O is elektronegatiever
o 2x H = 2x +1 = +2
o 2x O = 2x -1 = -2
o = 0  C0
- HOF:
o H is elektropositiever en F is elektronegatiever.
o 1x H = +1
o 1x F = -1

, o = 0  O0
- C2O2:
o 1x C = 0
o 3x O = -3
o = -3  C+3

Hoofdgroep metalen

- Groep 1A
o Alkalimetalen  willen + lading
o ns1
 +1 oxidatietoestand
o Kleinste ionisatiepotentiaal in het PS door de ns 1 configuratie.
o Sterkste reductors
o Zachte metalen
o Zuivere alkalimetalen zijn erg actief daarom:
 Komen ze alleen als zout voor in de natuur
 Worden ze in pure vorm in olie bewaard
 Fr komt in de natuur zo niet voor en is sterk radioactief
o Reactiviteit: Li  Na  K  Rb  Cs (oplopend)
o Reacties
 Halogenen (X = F, Cl, Br, I)  willen -1 lading
 2 M (s) + X2  2 MX (s)  metaalhalide
 H2 en N2
 2 M (s) + H2  2 MH (s)  metaalhydride
 6 Li (s) + N2 (g)  2 Li3N (s)  lithiumnitride
 Zuurstof: algemeen snelle reacties
 Water: altijd heftige reacties!
- Bindingen
o ∆EN groot  ionenbinding
 Hoog kookpunt
 Bijv. één metaal en één niet-metaal.
 Bijv. NaH, MgO of CaH2
o ∆EN klein  polaire covalente binding.
 Bijv. twee niet-metalen
o ∆EN = 0  covalente binding
 Bijv. twee koolstoffen.
- Groep 2A
o Aardkali metaal
o ns2
 +2 oxidatie toestand
o Iets harder dan 1A metalen
o Minder reactief met zuurstof en water, maar nog reactief genoeg om alleen als zout
in de natuur voor te komen.
o Komen in de natuur voornamelijk voor als MCO 3
o Ra is sterk radioactief