Brainscape's Knowledge GenomeTM


Top Flashcards (Certified)
All Flashcards

Algemene Chemie > module 5: de chemische binding > Flashcards

module 5: de chemische binding Flashcards

- atoom + kwantumrevolutie & wetenschappers - moleculair orbitaal theorie - Lewis theorie - Valence Bond Theorie - coördinatieve binding - metalen en zouten (80 cards)

Start Studying
1
Q

onderwerp solvay conferentie

A

nieuwe kwantumtheorie
elektronen en fotonen

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
2
Q

wat was het probleem met het model van Rutherford

A

verklaart niet:

  • unieke lijnenpatronen in atoomspectra van elementen
  • waarom elektronen geen energie verliezen bij hun baan rond de kern
  • waarom elektronen niet uiteindelijk naar de kern draaien
How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
3
Q

wat was de UV catastrofe?

A

probleem: wetten v EM straling konden straling ve zwart lichaam niet goed voorspellen
- theoretisch: veel energie uitstralen, zeer hoge frequentie
- realistisch: witheet en zeer weinig straling uitzenden

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
4
Q

wat heeft Max Planck gedaan

A

kwantisering ingevoerd: energie is gekwantiseerd:
- materie = oscillatoren (atomen) die dezelfde energie uitstralen als ze opnemen.
- elke oscilator heeft energie die een veelvoud is van een kleine energiewaarde (

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
5
Q

waarom stralen zwarte lichamen weinig energie uit?

A

hoge energie komt alleen voor bij hoge frequentie: er zijn weinig oscillatoren met hoge energie -> weinig straling met hoge frequentie

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
6
Q

foto-elektrisch effect

A

elektronen die niet sterk gebonden zijn aan een atoom komen los vanaf ze genoeg energie opnemen van een invallende lichtgolf

energie vh elektron is niet afhankelijk vd intensiteit vh licht, enkel van de frequentie ervan

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
7
Q

wat was er zo belangrijk aan het foto-elektrische effect

A

licht is een deeltje!!

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
8
Q

wat zijn lijnenspectra?

A

ontstaan nadat het licht ve geëxciteerd element doorheen een prisma gedisperseerd wordt
- specifiek voor elk element
- energie voor elementen is gekwantiseerd

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
9
Q

Bohr-atoommodel conclusies

A

afstand ve elektron tot de kern is gekwantiseerd
energie van een elektron is gekwantiseerd

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
10
Q

grondtoestand

A

n = 1
kleinste baanstraal, laagste energieniveau

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
11
Q

aangeslagen toestanden

A

n > 1: hogere energie

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
12
Q

hoe heeft het Bohr-atoommodel atoomspectra verklaard?

A

excitatie H-atoom: elektronen van grondtoestand overgaan nr een andere toestand

terugval nr lagere toestand door uitsturen van 1 foton

energie vh foton komt overeen met 1 almerlijn

conclusie: dit model verklaart atoomspectra voor H en waterstofachtige systemen

probleem: faalt voor meerelektronensystemen

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
13
Q

de Broglie golflengte

A

licht = golf = deeltje -> elektron = deeltje = golf

heeft dus een golflengte: golflengtes berekent volgens de de Broglie formule = de Broglie golflengte

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
14
Q

onzekerheidsrelatie van Heisenberg

A

fundamentele beperking op nauwkeurigheid van gelijktijdige fysische metingen

hoe meer je weet over de plaats van een deeltje, hoe minder je weet over de snelheid ervan (en omgekeerd)

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
15
Q

kwantummechanica

A

mechanica voor natuur op atomair niveau

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
16
Q

hoe kan Bohr’s model bewezen worden?

A

als je de baan van een elektron benadert als een staande golf zijn enkel de posities mogleijk waar deze sluit

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
17
Q

schrödinger vgl

A

enkel oplosbaar voor H+

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
18
Q

wat zijn orbitalen

A

waarschijnlijkheidsruimtes

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
19
Q

kwantumgetallen

A

n = hoofdkwantumgetal¨: baan v elektronen
l = nevenkwantumgetal: vorm van het orbitaal
ml = magnetisch kwantumgetal: oriëntatie vh orbitaal
ms = spin vh elektron

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
20
Q

s orbitalen

A

bol symmetrisch, 1 oriëntatie

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
21
Q

p orbitalen

A

2 lobes, 3 oriêntaties

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
22
Q

d orbitalen

A

4 lobes, 5 oriëntaties

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
23
Q

Pauli-verbod

A

2 elektronen in een atoom kunnen niet dezelfde set van 4 kwantumgetallen hebben

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
24
Q

aufbau principe

A

slangendiagram: eerst de orbitalen met lagere energie vullen

How well did you know this?
1
Not at all
2
3
4
5
Perfectly
25
opvullen subniveaus
laagste energie bereiken -> stabiliteit 1) grondtoestand: laagste energiebezetting, Pauli-verbod en regel v Hund 2) aangeslagen toestand: Pauli-verbod, geen laagste energiebezetting, niet volgens Hund 3) verboden toestand: niet volgens Pauli
26
metaalradius
straal van 2 atoomkernen /2
27
covalente radius
diatomische molecule: afstand tussen de 2 atomen andere: radius = verschil radius centraal en uiterst atoom - radius van uiterst
28
ionisatie-energie
= energie nodig om een elektron uit een atoom te verwijderen endotherm proces
29
elektronenaffiniteit
= energieverandering bij toevoeging van een elektron aan een gasvormig atoom bij T=0 meestal exotherm
30
regels van Slater (Zeff)
- enkel shielding door elektronen op een lager of gelijk niveau - 0,35 op zelfde niveau - 0,85 voor s en p op n-1 - 1 voor d en f op n-1
31
moleculair orbitaal theorie
principe: molecule = verzameling atoomkernen op bepaalde afstand van elkaar bindingen ontstaan door de elektronen in moleculaire orbitalen
32
moleculaire orbitalen
= orbitalen die gedelocaliseerd zijn over de hele molecule zijn hun zuiver atomair karakter verloren
33
MO-theorie voor A2 molecule
- enkel AO's met gelijke energie geven een efficiënte combinatie (1S combineert niet) - aantal MO's = aantal gecombineerde AO's - combinatie van 2 AO's -> bindend MO met lagere energie, niet-bindend MO met hogere energie - grondtoestand: elektronen bezetten eerst MO met lage energie - elk MO kan slechts 2 elektronen met anti-parallelle spin bevatten - MO's met gelijke energie -> regel van Hund - globale bindende situatie -> meer elektronen in bindende MO's dan in anti-bindende MO's
34
bindingsorde
0,5 x (aantal elektronen in bindende MO's - aantal elektronen in anti-bindende MO's)
35
magnetisme in MO's
paramagnetisme: het MO-schema bevat ongepaarde elektronen diamagnetisme: het MO-schema bevat geen ongepaarde elektronen
36
oktetregel
4 paren elektronen rond elke molecule enkel geldig voor elementen uit periode 2
37
formele lading
= lading die een element in een molecule bezit nadat de elektronen van elke binding in de molecule gelijk verdeeld zijn over de atomen
38
regels formele lading
1) molecule: som FL = 0, ion: som FL = lading ion 2) zo weinig mogelijk FL voor stabiliteit 3) negatieve FL op meest EN elementen 4) 2 naburige elementen mogen niet dezelfde lading hebben 5) absolute waarde FL niet > 1
39
gids lewisstructuren
1) oktetregel voor verbindingen uit periode 2 2) bereken het aantal pi-bindinngen 3) teken de mogelijke structuren 4) bereken FL 5) schrap structuren: FL>1 mag niet, 2FL naast elkaar niet hetzelfde teken, FL niet ok met EN, ....
40
resonantie
als er verschillende correcte structuren zijn: werkelijke structuur = combinatie
41
IR spectroscopie
moleculen absorberen moleculaire frequenties (kenmerkend voor de structuur) hoe complexer, hoe meer pieken er zijn snelheid v trillingen hangen af vd massa's vd atomen
42
UV-VIS spectroscopie
hoge energie: elektronenvibraties UV straling op elektronen elektronen gaan op hoger niveau
43
Valence Bond Theorie
kwantummechanische benadering van een covalente binding covalente binden vormen wnr orbitalen met elkaar overlappen: een elektronenpaar neemt gemeenschappelijk gebied in tussen de atomen
44
hybride atoom orbitalen
aantal niet-equivalente atoomorbitalen van een atoom combineren -> set van nieuwe atoomorbitalen -> meer stabiele bindingen
45
sp-hybridisatie
bindingshoek 180° lineair
46
sp² hybridisatie
bindingshoek 120° trigonaal planair
47
sp³ hybridisatie
bindingshoek = 109,5° tetraëder
48
dsp³ hybridisatie
bindingshoek = 120° op grondvlak, 109,5° tussen grondvlak en top trigonale bipiramide
49
d²sp³ hybridisatie
bindingshoek = 90° oktaheder
50
principes VSEPR theorie
1) molecule kan herschreven worden als ABmEn - A = centraal atoom - B = andere atomen op a - E = vrije elektronenparen op a 2) alle elektronenparen in de valenteischaal rond a stoten elkaar af -> nemen eindposities in waar repulsie minimaal is 3) volume binden elektronenpaar < volume vrij elektronenpaar 4) volumes: enkel < dubbel < drievoudige binding < vrij elektronenpaar
51
oriëntatie op basis van n+m
2: lineair 3: trigonaal planair 4: tetraëdisch 5: bipyramidiaal 6: oktaheder
52
AB2
lineair
53
AB3
trigonaal planair
54
AB2E
angular or bent
55
AB4
tetraëder
56
AB3E
trigonal pyramidal
57
AB5
trigonale bipyramide
58
AB4E
irregular tetrahedral
59
AB3E2
T-shaped
60
AB2E3
lineair
61
AB6
octaëdrisch
62
AB5E
square pyramidal
63
AB4E2
square planair
64
complexen
verbindingen met overgangsmetalen - gekleurd - volgen niet-conventionele stoichiometrievgl - goede redox katalysatoren - verrassend stabiel
65
coördinatieve binding
= binding waarbij een ligand met veel elektronen 2 elektronen doneert in lege d-orbitalen van een overgangsmetaal
66
Valence Bond theorie voor complexen
complexen ontstaan door gecoördineerde covalente bindingen met lege bindende metaalorbitalen geometrie bepaald door hybridisatie van lege metaalorbitalen
67
CN 2
sp: lineair
68
CN 3
sp²: trigonaal planair
69
CN 4
sp³ : tetraëdisch dsp²: vlak planair
70
CN 5
d³sp, dsp³: trigonale bipyramide
71
CN 6
d²sp³, sp³d²: octaëdrisch
72
covalente complexen
lege d-orbitalen beschikbaar = inwendige complexen: stabiel
73
ionaire complexen
geen lege d-orbitalen beschikbaar = uitwendige complexen: niet-stabiel
74
dichtste bolstapeling
= stapeling die zo weinig mogelijk plaats inneemt ABA: HCP ABC: FCC
75
bandentheorie
verklaart geleiding van metalen negatieve pool stoot elektronen af, positieve trekt ze aan -> verplaatsing van elektronen -> geleiding van stroom
76
CG 12
dichtste bolstapeling R = 1
Brainscape helps you reach your goals faster, through stronger study habits.
© 2025 Bold Learning Solutions. Terms and Conditions