Springen naar inhoud

[scheikunde] de kleur van kleurstoffen


  • Log in om te kunnen reageren

#1

oranje II

    oranje II


  • 0 - 25 berichten
  • 8 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 14 november 2008 - 19:49

Ik ben bezig met een verslag voor scheikunde en moet uitzoeken hoe de kleur ontstaat in kleurstoffen. ik heb het een en ander al uitgezocht en uitgewerkt maar weet niet zeker of het klopt en misschien nog beter uitgelegd kan worden(hoe?) Dit is wat ik allemaal al heb:

Hoe ontstaat de kleur van een kleurstof?

Moleculen zijn opgebouwd uit elektronen, protonen en neutronen. Neutro-nen en protonen zitten in de kern en elektronen in de schil van het molecuul. Elke combinatie van moleculen heeft een specifieke ordening van elektronen in de schillen rondom het molecuul. Als er licht (energie) op valt absorberen de elektronen in de buitenste schil deze energie. Bij het absorberen van energie kunnen elektronen in een andere elektro-nenschil komen, waarna ze weer terugvallen naar de oude elektronenschil. Bij het doorlaten naar de andere schil komt energie vrij, deze energie bepaald de kleur van een stof. Als de energie in het zichtbare veld zit, zie je dit aan de kleur. Als je een andere stof bij het molecuul doet, verandert de energie en dus de kleur. Het molecuul krijgt een andere kleur of wordt kleurloos.
Bij het maken van een kleurstof voeg je gedelokaliseerde elektronen toe aan een molecuul. Gedelokaliseerde elektronen zijn elektronen die uit de elektronenwolk van hun atoom zijn gehaald en zich nu bevinden in moleculaire orbitalen. Een orbitaal is de baan van een elektron in het atoom. Elektronen in het orbitaal kunnen eenvoudig van het ene atoom naar het andere atoom gaan en dus zijn ze niet meer gelokaliseerd. Gede-lokaliseerde elektronen hebben een lager energieniveau dan gelokaliseerde elektronen. Gelokaliseerde elektronen zijn verantwoordelijk voor absorptie en emissie van elektromagnetische straling en dus ook voor absorptie van energie binnen het voor ons zichtbare spectrum. Een chromofoor is het gedeelte van het molecuul dat verantwoordelijk is voor de absorptie van licht in het zichtbare deel van het elektromagnetisch spectrum. Er zijn verschillende chromoforen, een ervan is de azobinding. Dit is een stikstofgroep met een dubbele binding, N=N (azokleurstoffen). Organische chromoforen hebben geconjugeerde systemen zoals aromati-sche groepen of koolstofketens die afwisselend enkele of dubbele bindingen bevatten. Een verbinding is aromatisch als er aan beide kanten van het molecuul een cyclische wolk van gedelokaliseerde π-elektronen zijn en het aantal π-elektronen 4n+2 is. Oranje II heeft een aromatische binding. Wanneer tussen twee atomen niet twee maar vier elektronen worden gedeeld, is er dus een dubbele binding. Twee van de elektronen zitten tussen de twee atomen in en de andere twee elk aan een andere kant van de binding. De twee aan de zijkanten van de atomen worden π-elektronen genoemd. Wanneer twee dubbele bindingen gescheiden zijn door een enkele binding, liggen de π-elektronen van de twee dubbele bindingen in hetzelfde vlak. Hierdoor kunnen de π-elektronen van de ene dubbele binding naar de andere komen. Dit is een geconjugeerd systeem en de elektronen die door het molecuul kunnen bewegen worden gedelokaliseerd genoemd. Een aromatisch systeem is dus wanneer het systeem geconjugeerd is en als de elektronen in ringen gedelokaliseerd zijn (benzeenring). Als atomen met dubbele bindingen niet aangrenzend zijn noemen we ze geÔsoleerde dubbele bindingen, ze zijn dus onafhankelijk. Als aangrenzende atomen dubbele bindingen hebben worden ze geconjugeerde dubbele bindingen genoemd en werken ze op elkaar in. Een voorbeeld is oranje II, het is geconjugeerd en er zitten benzeenringen aan de binding vast. Chromoforen beÔnvloeden het ener-gieniveau binnen de elektronenwolk van het gehele molecuul zo, dat de absorptiegolflengte binnen het voor ons zichtbare spectrum valt. Dit is wanneer de golflengte tussen de 380 nm en 780 nm is.
Dus de kleur in kleurstoffen wordt bepaald door de absorptiegolf-lengte. Deze kun je beÔnvloeden door chromoforen.

Klopt dit?
Klopt de conclusie? (kan die nog uitgebreider want het is lastig om alles samen te vatten?)
Wat ben ik vergeten te vermelden en kan ik het best beter omschrijven?


Bedankt!

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

Fuzzwood

    Fuzzwood


  • >5k berichten
  • 11101 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 14 november 2008 - 20:20

Ik ben bezig ... chromoforen
Klopt dit?
Klopt de conclusie? (kan die nog uitgebreider want het is lastig om alles samen te vatten?)
Wat ben ik vergeten te vermelden en kan ik het best beter omschrijven?


Bedankt!

Ik zou wat meer paragrafen gebeuren. Durf je uitleg te scheiden van wat je wil uitleggen. Dat maakt, zoals je ziet, de tekst een stuk leesbaarder.

Ik zou trouwens ook vermelden, dat het geabsorbeerde licht juist hetgeen is dat je NIET ziet. Als jij dus een groene vloeistof ziet, dan is deze absorberend, behalve voor die precieze groene golflengte.

# Moderatoropmerking
rwwh: quote even ingekort

Veranderd door rwwh, 14 november 2008 - 21:14


#3

oranje II

    oranje II


  • 0 - 25 berichten
  • 8 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 15 november 2008 - 10:27

Ik heb het een beetje aangepast en erbij gezet over welke kleur je dan ziet, als het groen is worden alle kleuren geabsorbeerd behalve die ene groene kleur.
ik heb ook alinea's gemaakt:

Moleculen zijn opgebouwd uit elektronen, protonen en neutronen. Neutro-nen en protonen zitten in de kern en elektronen in de schil van het molecuul. Elke combinatie van moleculen heeft een specifieke ordening van elektronen in de schillen rondom het molecuul. Als er licht (energie) op valt absorberen de elektronen in de buitenste schil deze energie. Bij het absorberen van energie kunnen elektronen in een andere elektro-nenschil komen, waarna ze weer terugvallen naar de oude elektronenschil. Bij het doorlaten naar de andere schil komt energie vrij, deze energie bepaald de kleur van een stof. Als de energie in het zichtbare veld zit, zie je dit aan de kleur. Als je een andere stof bij het molecuul doet, verandert de energie en dus de kleur. Het molecuul krijgt een andere kleur of wordt kleurloos. Hoe meer energie hoe blauwer de kleur wordt en hoe minder energie hoe roder de kleur.
- Bij het maken van een kleurstof voeg je gedelokaliseerde elektronen toe aan een molecuul. Gedelokaliseerde elektronen zijn elektronen die uit de elektronenwolk van hun atoom zijn gehaald en zich nu bevinden in moleculaire orbitalen. Een orbitaal is de baan van een elektron in het atoom. Elektronen in het orbitaal kunnen eenvoudig van het ene atoom naar het andere atoom gaan en dus zijn ze niet meer gelokaliseerd. Gedelokaliseerde elektronen hebben een lager energieniveau dan gelokaliseerde elektronen. Hierdoor zitten ze minder vast aan de kern en hoeven ze dus minder energie te absorberen om in een hogere energie-toestand te komen (aangeslagen toestand). Gelokaliseerde elektronen zijn verantwoordelijk voor absorptie en emissie van elektromagnetische straling en dus ook voor absorptie van energie binnen het voor ons zichtbare spectrum.
- Een chromofoor is het gedeelte van het molecuul dat verantwoorde-lijk is voor de absorptie van licht in het zichtbare deel van het elektromagnetisch spectrum. Er zijn verschillende chromoforen, een ervan is de azobinding. Dit is een stikstofgroep met een dubbele binding, N=N (azokleurstoffen).
Organische chromoforen hebben geconjugeerde syste-men zoals aromatische groepen of koolstofketens die afwisselend enkele of dubbele bindingen bevatten. Een verbinding is aromatisch als er aan beide kanten van het molecuul een cyclische wolk van gedelokaliseerde π-elektronen zijn en het aantal π-elektronen 4n+2 is. Oranje II heeft een aromatische binding. Wanneer tussen twee atomen niet twee maar vier elektronen worden gedeeld, is er dus een dubbele binding. Twee van de elektronen zitten tussen de twee atomen in en de andere twee elk aan een andere kant van de binding. De twee aan de zijkanten van de atomen worden π-elektronen genoemd. Wanneer twee dubbele bindingen gescheiden zijn door een enkele binding, liggen de π-elektronen van de twee dubbele bindingen in hetzelfde vlak. Hierdoor kunnen de π-elektronen van de ene dubbele binding naar de andere komen. Dit is een geconjugeerd systeem en de elektronen die door het molecuul kunnen bewegen worden gedelokaliseerd genoemd. Een aromatisch systeem is dus wanneer het systeem geconjugeerd is en als de elektronen in ringen gedelokaliseerd zijn (benzeenring).
- Als atomen met dubbele bindingen niet aangrenzend zijn noemen we ze geÔsoleerde dubbele bindingen, ze zijn dus onafhankelijk. Als aan-grenzende atomen dubbele bindingen hebben worden ze geconjugeerde dubbele bindingen genoemd en werken ze op elkaar in. Een voorbeeld is oranje II, het is een geconjugeerd systeem en er zitten benzeenringen aan de bindingen vast.
- Chromoforen beÔnvloeden het energieniveau binnen de elektronen-wolk van het hele molecuul zo, dat de absorptiegolflengte binnen het voor ons zichtbare spectrum valt. Dit is wanneer de golflengte tussen de 380 nm en 780 nm is. De kleur ontstaat doordat alle kleuren worden geabsor-beerd behalve die ene kleur die het moet zijn. Als een stof groen is, dan worden alle kleuren geabsorbeerd behalve die groene kleur.
- Dus de kleur ontstaat doordat elektronen van de ene schil naar de andere schil gaan, de energie die daarbij vrijkomt bepaalt de kleur. de kleur in kleurstoffen wordt bepaald door de absorptiegolflengte. Dit kun je beÔnvloeden door chromoforen (gedelokaliseerde elektronen) toe te voe-gen. Bij de kleurstof oranje II zorgt het chromofoor azo (N=N) ervoor dat de kleur oranje wordt.



De streepjes zijn de alinea's, zijn die goed zo?
Is dit beter en klopt het nog steeds?
Het gaat met name over de onderstreepte stukken, ik ben er niet zeker van of het klopt??

#4

oranje II

    oranje II


  • 0 - 25 berichten
  • 8 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 15 november 2008 - 11:46

nog even een vraag: Wat zijn л-elektronen precies? Ik weet dat als er een dubbele binding tussen twee atomen is zitten er aan de andere kant van dat atoom een л-elektronen. Maar wat doen die dan precies?

#5

Fuzzwood

    Fuzzwood


  • >5k berichten
  • 11101 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 15 november 2008 - 12:52

Een binding kun je zien als een overlap van 2 orbitalen. Een normale binding heet een σ (sigma) binding. Maak ik nu een 2e of 3e binding tussen de atomen, dan worden deze л bindingen genoemd. Zie ook http://nl.wikipedia....valente_binding

#6

oranje II

    oranje II


  • 0 - 25 berichten
  • 8 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 15 november 2008 - 13:17

dus:
Een binding ontstaat doordat twee orbitalen elkaar overlappen. Een enkele binding tussen twee atomen wordt een σ (sigma) binding genoemd. Als er dan nog een tweede (of derde) binding bijkomt wordt dat de π-binding genoemd. In de orbitalen van de π-binding zitten de π-elektronen en in de orbitalen van de σ-binding zitten de σ-elektronen. (klopt dit?)

Maar waarom zijn er pi-bindingen? Wat doen ze precies? zorgen ze er alleen voor dat de binding sterker wordt?

#7

Avalon_CF

    Avalon_CF


  • 0 - 25 berichten
  • 9 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 15 november 2008 - 14:29

Vanaf je de sigma binding hebt tussen de 2 koolstofatomen, kunnen de 2 Pz orbitalen van de koolstoffen ook overlappen en een pi-binding vormen

als je even op deze site kijkt, en dan op ethylene klikt, krijg je een mooie voorstelling, het is wel in het engels..

#8

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 15 november 2008 - 17:26

Nog niet helemaal juist.

Moleculen zijn opgebouwd uit atomen. Atomen zijn opgebouwd uit een kern bestaande uit neutronen en protonen, en een aantal elektronen daaromheen.

Als je zegt dat moleculen zijn opgebouwd uit protonen, neutronen en elektronen ga je een stap te ver. Dat is vergelijkbaar met: "Wat eten we vandaag?" "Moleculen!"

Wanneer atomen in moleculen gebonden zitten, houden sommige elektronen de atomen bij elkaar in bindingen. Sommige van die bindingen, de "pi" bindingen, kunnen ook meer dan twee naast elkaar gelegen atomen aan elkaar binden. De elektronen in zulke gecombineerde bindingen heten "gedelocaliseerd".

Als een elektron een lager energieniveau heeft, dan zit het vaster aan de kernen. Hoe hoger het energieniveau, hoe makkelijker je het elektron los kunt trekken.

Voor het absorberen van licht is ťťn energieniveau niet genoeg, daarvoor heb je een overgang nodig.

Veranderd door rwwh, 15 november 2008 - 17:37


#9

oranje II

    oranje II


  • 0 - 25 berichten
  • 8 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 16 november 2008 - 12:35

Wanneer atomen in moleculen gebonden zitten, houden sommige elektronen de atomen bij elkaar in bindingen. Sommige van die bindingen, de "pi" bindingen, kunnen ook meer dan twee naast elkaar gelegen atomen aan elkaar binden. De elektronen in zulke gecombineerde bindingen heten "gedelocaliseerd".

Als een elektron een lager energieniveau heeft, dan zit het vaster aan de kernen. Hoe hoger het energieniveau, hoe makkelijker je het elektron los kunt trekken.

Voor het absorberen van licht is ťťn energieniveau niet genoeg, daarvoor heb je een overgang nodig.

Dit snap ik nog niet helemaal, een pi-binding is toch een binding tussen twee atomen? hoe kunnen ze dan meer dan twee atomen naast elkaar binden?
Dus atomen met een sigmabinding en een pi-binding zijn gedelokaliseerd?

H          H
              \       /
                C = C
               /      \
             H         H

Hier zitten toch pi-bindingen?

gedelokaliseerde elektronen kun je makkelijker van de kern afhalen omdat ze een hoger energieniveau hebben? Je hebt dus gedelokaliseerde elektronen nodig om licht te absorberen? maar wat doen de gelokaliseerde elektronen eigenlijk dan?

Veranderd door oranje II, 16 november 2008 - 14:59


#10

oranje II

    oranje II


  • 0 - 25 berichten
  • 8 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 16 november 2008 - 16:22

nog even een vraagje, ik heb even beter uitgezocht hoe atomen licht absorberen:

Elektronen bewegen in verschillende schillen van een atoom. Hoe dichter ze bij de kern bewegen, hoe lager het energieniveau. Die schillen worden orbitalen genoemd. In die orbitalen zitten gedelokaliseerde elektronen. Dus hoe dichter de orbitalen bij de kern zitten hoe la-ger het energieniveau. Elektronen met een hoger energieniveau bewegen in orbitalen verder weg van de kern dan elektronen met een lager niveau. Als een atoom energie verliest of opneemt zie je dit aan de beweging van elektronen. Als atomen meer energie krijgen, doordat ze bijvoorbeeld verwarmd worden, krijgen elektronen ook meer energie. Dan gaan elek-tronen van een lager orbitaal naar een hoger orbitaal. Ze gaan eigenlijk direct weer terug maar moeten het overschot aan energie wel weer kwijt dus zetten ze die energie om in een lichtfoton. Dit zie je dus als een kleur. Hoe meer energie hoe blauwer de kleur en hoe minder energie hoe roder de kleur.

ik weet niet of dit klopt?
Maar hoe weet je dan welke kleur het is? Hoe is dit bij een kleurstof zoals oranje II van toepassing??

#11

Fuzzwood

    Fuzzwood


  • >5k berichten
  • 11101 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 16 november 2008 - 17:09

nog even een vraagje, ik heb even beter uitgezocht hoe atomen licht absorberen:

Elektronen bewegen in verschillende schillen van een atoom. Hoe dichter ze bij de kern bewegen, hoe lager het energieniveau. Die schillen worden orbitalen genoemd. In die orbitalen zitten gedelokaliseerde elektronen. Dus hoe dichter de orbitalen bij de kern zitten hoe la-ger het energieniveau. Elektronen met een hoger energieniveau bewegen in orbitalen verder weg van de kern dan elektronen met een lager niveau. Als een atoom energie verliest of opneemt zie je dit aan de beweging van elektronen. Als atomen meer energie krijgen, doordat ze bijvoorbeeld verwarmd worden, krijgen elektronen ook meer energie. Dan gaan elek-tronen van een lager orbitaal naar een hoger orbitaal. Ze gaan eigenlijk direct weer terug maar moeten het overschot aan energie wel weer kwijt dus zetten ze die energie om in een lichtfoton. Dit zie je dus als een kleur. Hoe meer energie hoe blauwer de kleur en hoe minder energie hoe roder de kleur.

ik weet niet of dit klopt?
Maar hoe weet je dan welke kleur het is? Hoe is dit bij een kleurstof zoals oranje II van toepassing??

Nu heb je het over emissie, dat is iets heel anders ben ik bang.

#12

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 16 november 2008 - 17:27

Op het niveau van atomen kun je niet meer over "temperatuur" spreken. Temperatuur is een statistische eigenschap die de gemiddelde snelheid in een hele grote groep atomen beschrijft.

Als je een atoom meer energie geeft, kan dat op verschillende methoden. Je kunt het atoom versnellen (een tik geven), maar je kunt ook een elektron naar een "hogere baan" tillen. Dat is niet hetzelfde. En een atoom dat snel beweegt kan die bewegingsenergie niet zomaar omzetten in hogere elektronenenergie!

Kwantummechanica is niet makkelijk.

Nog een paar:

Schillen en orbitalen zijn eigenlijk hetzelfde. Daar hoef je dus niet zoveel tekst aan te wijden. Wat heel belangrijk is is dat atomen atomaire orbitalen hebben, en moleculen moleculaire orbitalen. Moleculaire orbitalen zijn combinaties van atomaire orbitalen. Vooral voor de buitenste schillen zijn er moleculaire orbitalen die mooie combinaties zijn van meerdere atoomorbitalen van verschillende atomen. Dat zijn de bindende en/of antibindende orbitalen.

Een sigma-binding zit inderdaad tussen de atomen. De pi-binding tekenen we wel tussen de atomen, maar die zit er eigenlijk niet. Neem bijvoorbeeld een benzeen-molecuul: de pi-bindingen zitten dan boven en onder de ring, de sigma-bindingen zitten in de ring van atomen. De elektronen in de sigma-bindingen zitten "vast" in hun eigen binding. Maar de elektronen in de pi-bindingen delen de ruimte en kunnen door het hele benzeenmolecuul vliegen. Dat komt doordat de pi-bindingen worden gemaakt uit orbitalen van alle zes de atomen.

Niet alle pi-bindingen zijn gedelocaliseerd. Het etheen molecuul dat je tekent heeft maar twee atomen die aan de pi-bindingsorbitaal mee doen. Dat is ťťn pi-binding. De andere binding tussen de twee C atomen is gewoon een sigma-binding.

Het lijkt er een beetje op dat deze opdracht uit de lucht komt vallen. Heb je geen boek waarin dt wordt uitgelegd?

#13

oranje II

    oranje II


  • 0 - 25 berichten
  • 8 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 16 november 2008 - 17:42

ok, hoeveel pi-bindingen zitten er dan in een benzeenring? ik was er al achter dat bij een dubbele binding 1 sigmabinding is en 1 pi-binding.
Met pi-bindingen snap ik nu wel aardig, ik heb het ook al aardig uitgewerkt met plaatjes!
maar alleen het gedeelte van hoe een atoom kleur opneemt dat snap ik nog niet helemaal.
Ik heb ook geen boek waar het in staat, heb net gekeken maar daar staat niks over. het is voor een po over oranje II en daar ben ik nu voor aan het uitzoeken hoe de kleur van een kleurstof wordt bepaald!
het deel van delokaliseren en absorberen snap ik nog niet. Kan iemand dat misschien uitleggen?

#14

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 16 november 2008 - 21:36

Een benzeenring heeft 3 gedelocaliseerde bindingen.

Delocaliseren en absorberen hebben niets met elkaar te maken.

Alleen: als je gedelocaliseerde elektronen hebt, dan liggen de "lege" en "volle" orbitals dicht bij elkaar. Dicht genoeg zodat het verschil ruwweg overeenkomt met de energie van een foton UV of zichtbaar licht. En hoe meer delocalisatie, hoe minder energie er nodig is. En hoe minder energie, des te roder de fotonen die kunnen worden geabsorbeerd.

Wat er gebeurt wanneer er blauw licht geabsorbeerd wordt hoef ik niet te herhalen.





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures