Leer 11e klas chemie

De bouwstenen van materie zijn atomen, die samenkomen om moleculen of verbindingen te vormen. Het is belangrijk om de delen van een atoom te kennen, wat ionen en isotopen zijn en hoe atomen samenkomen.

Atomen bestaan ​​uit drie componenten:

• protonen - positieve elektrische lading
• neutronen - geen elektrische lading
• elektronen - negatieve elektrische lading

Protonen en neutronen vormen de kern of het centrum van elk atoom. Elektronen draaien om de kern. De kern van elk atoom heeft dus een netto positieve lading, terwijl het buitenste deel van het atoom een ​​netto negatieve lading heeft. Bij chemische reacties verliezen, winnen of delen atomen elektronen. De kern neemt niet deel aan gewone chemische reacties, hoewel nucleair verval en nucleaire reacties veranderingen in de atoomkern kunnen veroorzaken.

Het aantal protonen in een atoom bepaalt welk element het is. Elk element heeft een of twee letters symbool die wordt gebruikt om het te identificeren in chemische formules en reacties. Het symbool voor helium is Hij. Een atoom met twee protonen is een heliumatoom, ongeacht hoeveel neutronen of elektronen het heeft. Een atoom kan hetzelfde aantal protonen, neutronen en elektronen hebben, of het aantal neutronen en / of elektronen kan verschillen van het aantal protonen.

Atomen die een netto positieve of negatieve elektrische lading dragen, zijn ionen. Als een heliumatoom bijvoorbeeld twee elektronen verliest, zou het een netto lading van +2 hebben, wat zou worden geschreven als²⁺.

Het variëren van het aantal neutronen in een atoom bepaalt welke isotoop van een element is het. Atomen kunnen worden geschreven met nucleaire symbolen om hun isotoop te identificeren, waarbij het aantal nucleonen (protonen plus neutronen) wordt hierboven en links van een element-symbool vermeld, met het aantal protonen hieronder en links van de symbool. Drie isotopen van waterstof zijn bijvoorbeeld:

¹₁H, ²₁H, ³₁H

Omdat je weet dat het aantal protonen nooit verandert voor een atoom van een element, worden isotopen vaker geschreven met behulp van het element-symbool en het aantal nucleonen. U kunt bijvoorbeeld H-1, H-2 en H-3 schrijven voor de drie isotopen van waterstof of U-236 en U-238 voor twee veelvoorkomende isotopen van uranium.

De atoomnummer van een atoom identificeert zijn element en zijn aantal protonen. De atoomgewicht is het aantal protonen plus het aantal neutronen in een element (omdat de massa van elektronen zo klein is vergeleken met die van protonen en neutronen dat het in wezen niet telt). Het atoomgewicht wordt soms atomaire massa of het atoommassa-nummer genoemd. Het atoomnummer van helium is 2. Het atoomgewicht van helium is 4. Merk op dat de atoommassa van een element in het periodiek systeem geen geheel getal is. De atoommassa van helium wordt bijvoorbeeld gegeven als 4.003 in plaats van 4. Dit komt omdat het periodiek systeem de natuurlijke overvloed aan isotopen van een element weerspiegelt. Bij scheikundige berekeningen gebruik je de atoommassa die op het periodiek systeem staat, ervan uitgaande dat een monster van een element het natuurlijke bereik van isotopen voor dat element weerspiegelt.

Atomen staan ​​met elkaar in wisselwerking en vormen vaak chemische bindingen met elkaar. Wanneer twee of meer atomen aan elkaar binden, vormen ze een molecuul. Een molecuul kan eenvoudig zijn, zoals H₂, of complexer, zoals C₆H₁₂O₆. De subscripts geven het aantal van elk type atoom in een molecuul aan. Het eerste voorbeeld beschrijft een molecuul gevormd door twee atomen waterstof. Het tweede voorbeeld beschrijft een molecuul gevormd door 6 koolstofatomen, 12 waterstofatomen en 6 zuurstofatomen. Hoewel je de atomen in elke volgorde zou kunnen schrijven, is de conventie om eerst het positief geladen verleden van een molecuul te schrijven, gevolgd door het negatief geladen deel van het molecuul. Dus natriumchloride wordt NaCl geschreven en geen ClNa.

Het periodiek systeem is een belangrijk hulpmiddel in de chemie. Deze opmerkingen geven een overzicht van het periodiek systeem, de manier waarop het is georganiseerd en de trends in het periodiek systeem.

In 1869, Dmitri Mendelejev organiseerde de chemische elementen in een periodiek systeem zoals we dat tegenwoordig gebruiken, behalve zijn elementen werden gerangschikt volgens toenemend atoomgewicht, terwijl de moderne tafel is georganiseerd door toenemend atoom aantal. De manier waarop de elementen zijn georganiseerd, maakt het mogelijk trends in elementeigenschappen te zien en het gedrag van elementen in chemische reacties te voorspellen.

Rijen (van links naar rechts bewegend) worden genoemd periodes. Elementen in een periode delen hetzelfde hoogste energieniveau voor een niet-opgewekt elektron. Er zijn meer subniveaus per energieniveau naarmate de atoomomvang toeneemt, dus er zijn meer elementen in periodes verderop in de tabel.

Kolommen (van boven naar beneden bewegend) vormen de basis voor het element groepen. Elementen in groepen delen hetzelfde aantal valentie-elektronen of buitenste elektronenschillen, wat elementen in een groep verschillende gemeenschappelijke eigenschappen geeft. Voorbeelden van elementengroepen zijn alkalimetalen en edelgassen.

De organisatie van het periodiek systeem maakt het mogelijk om trends in eigenschappen van elementen in één oogopslag te zien. De belangrijke trends hebben betrekking op een atoomstraal, ionisatie-energie, elektronegativiteit en elektronenaffiniteit.

• Atomic Radius
  De atoomradius weerspiegelt de grootte van een atoom. Atomaire straal vermindert het bewegen van links naar rechts over een periode en verhoogt de beweging van boven naar beneden in een elementgroep. Hoewel je zou denken dat atomen simpelweg groter zouden worden naarmate ze meer elektronen krijgen, blijven elektronen in een schaal zitten, terwijl het toenemende aantal protonen de schillen dichter naar de kern trekt. Door een groep naar beneden te bewegen, worden elektronen verder van de kern gevonden in nieuwe energieschalen, dus de totale grootte van het atoom neemt toe.
• Ionisatieenergie
  Ionisatie-energie is de hoeveelheid energie die nodig is om een ​​elektron uit een ion of atoom in gasvorm te verwijderen. Ionisatieenergie verhoogt de beweging van links naar rechts over een periode en vermindert het verplaatsen van boven naar beneden in een groep.
• Elektronegativiteit
  Elektronegativiteit is een maat voor hoe gemakkelijk een atoom een ​​chemische binding vormt. Hoe hoger de elektronegativiteit, hoe groter de aantrekkingskracht voor het binden van een elektron. Elektronegativiteit vermindert het naar beneden bewegen van een elementgroep. Elementen aan de linkerkant van het periodiek systeem zijn meestal elektropositief of geven eerder een elektron af dan er een accepteren.
• Elektronaffiniteit
  Elektronenaffiniteit weerspiegelt hoe gemakkelijk een atoom een ​​elektron accepteert. Electron affiniteit varieert per elementgroep. De edelgassen hebben een elektronaffiniteit van bijna nul omdat ze elektronenschillen hebben gevuld. De halogenen hebben een hoge elektronaffiniteit omdat de toevoeging van een elektron een atoom een ​​volledig gevulde elektronenschil geeft.

Chemische bindingen zijn gemakkelijk te begrijpen als je rekening houdt met de volgende eigenschappen van atomen en elektronen:

• Atomen zoeken de meest stabiele configuratie.
• De Octet-regel stelt dat atomen met 8 elektronen in hun buitenste orbitaal het meest stabiel zullen zijn.
• Atomen kunnen elektronen van andere atomen delen, geven of nemen. Dit zijn vormen van chemische bindingen.
• Bindingen komen voor tussen de valentie-elektronen van atomen, niet de binnenste elektronen.

De twee belangrijkste soorten chemische bindingen zijn ionische en covalente bindingen, maar u moet rekening houden met verschillende vormen van binding:

• Ionische bindingen
  Ionische bindingen vorm wanneer een atoom een ​​elektron van een ander atoom neemt. Voorbeeld: NaCl wordt gevormd door een ionische binding waarbij natrium zijn valentie-elektron aan chloor doneert. Chloor is een halogeen. Alle halogenen hebben 7 valentie-elektronen en hebben er nog één nodig om een ​​stabiel octet te krijgen. Natrium is een alkalimetaal. Alle alkalimetalen hebben 1 valentie-elektron, die ze gemakkelijk doneren om een ​​binding te vormen.
• Covalente obligaties
  Covalente obligaties vormen wanneer atomen elektronen delen. Het belangrijkste verschil is echt dat de elektronen in ionische bindingen nauwer geassocieerd zijn met één atoom kern of de andere, waarbij elektronen in een covalente binding ongeveer even waarschijnlijk in één baan om de aarde draaien als de andere. Als het elektron nauwer geassocieerd is met het ene atoom dan het andere, a polaire covalente binding kan zich vormen. Voorbeeld: covalente bindingen vormen tussen waterstof en zuurstof in water, H₂O.
• Metallic Bond
  Wanneer de twee atomen beide metalen zijn, vormt zich een metalen binding. Het verschil in een metaal is dat de elektronen elk metaalatoom kunnen zijn, niet slechts twee atomen in een verbinding. Voorbeeld: metalen bindingen worden gezien in monsters van pure elementaire metalen, zoals goud of aluminium, of legeringen, zoals messing of brons.

U vraagt ​​zich misschien af ​​hoe u kunt zien of een binding ionisch of covalent is. U kunt kijken naar de plaatsing van elementen op het periodiek systeem of een tabel met elementen elektronegativiteiten om het type band te voorspellen dat zal ontstaan. Als de elektronegativiteitswaarden erg van elkaar verschillen, zal er een ionische binding ontstaan. Meestal is het kation een metaal en is het anion een niet-metaal. Als de elementen beide metalen zijn, verwacht dan dat er een metalen binding ontstaat. Als de elektronegativiteitswaarden vergelijkbaar zijn, verwacht dan dat er een covalente binding ontstaat. Obligaties tussen twee niet-metalen zijn covalente obligaties. Polaire covalente bindingen vormen zich tussen elementen die intermediaire verschillen hebben tussen de elektronegativiteitswaarden.

Om scheikundigen en andere wetenschappers met elkaar te laten communiceren, werd een systeem van nomenclatuur of naamgeving overeengekomen door de International Union of Pure and Applied Chemistry of IUPAC. Je hoort chemicaliën die hun gebruikelijke namen worden genoemd (bijv. Zout, suiker en zuiveringszout), maar in het laboratorium zou je systematische namen gebruiken (bijv. Natriumchloride, sucrose en natriumbicarbonaat). Hier volgt een overzicht van enkele belangrijke punten over de nomenclatuur.

Verbindingen kunnen bestaan ​​uit slechts twee elementen (binaire verbindingen) of meer dan twee elementen. Bij het benoemen van binaire verbindingen gelden bepaalde regels:

• Als een van de elementen een metaal is, wordt deze eerst genoemd.
• Sommige metalen kunnen meer dan één positief ion vormen. Het is gebruikelijk om de lading op het ion te vermelden met Romeinse cijfers. Bijvoorbeeld FeCl₂ is ijzer (II) chloride.
• Als het tweede element een niet-metalen is, is de naam van de verbinding de metalen naam gevolgd door een stam (afkorting) van de niet-metalen naam gevolgd door "ide". NaCl wordt bijvoorbeeld natriumchloride genoemd.
• Voor verbindingen die uit twee niet-metalen bestaan, wordt eerst het meer elektropositieve element genoemd. De stam van het tweede element wordt genoemd, gevolgd door "ide". Een voorbeeld is HCl, wat waterstofchloride is.

Naast de regels voor het benoemen van binaire verbindingen, zijn er aanvullende naamgevingsconventies voor ionische verbindingen:

• Sommige polyatomaire anionen bevatten zuurstof. Als een element twee oxyanionen vormt, eindigt degene met minder zuurstof op -ite, terwijl degene met meer oxgyen op -ate eindigt. Bijvoorbeeld:
  NEE^2- is nitriet
  NEE^3- is nitraat