.iuyghbguhu
<table border='0' align='left' cellpadding='3' cellspacing='0'><tr><td padding='0' celspacing='0' align='left'><font size='1'># Moderatoropmerking</font></td></tr><tr><td id='moderator'><font size='1'>rwwh: het is niet gebruikelijk om de vraag te wissen op dit forum. Die behouden we liever voor het nageslacht.</font></td></tr></table>
<div class='postcolor'>
Laatste berichten
-
10:50
geen minkowski-ruimte toch? Doe ik dit nou fout? 12
-
10:42
projectiel 8
-
10:37
Verschil tussen deze 2 vragen 5
-
10:10
[scheikunde] Kan chloorgas de geleiding van elektriciteit belemmeren?
-
09:48
Schroefdraad berekening 4
-
09:25
[scheikunde] berekeningen labo vitamine c bepaling 1
-
19:29
[wiskunde] rode en witte ballen verdelen 8
-
17:23
Rotatie van het heelal 41
-
12:15
Weerfrustratie 5
-
11:55
Muntje opgooien 14
-
21 apr
Reactiviteit silyl enol ethers 1
-
21 apr
Criterium voor vochtretentie
-
21 apr
speciale rel. theorie 5
-
21 apr
Vogels in de stad zijn goede klussers
-
21 apr
Ervaringen met "herontdekkingen" 15
-
20 apr
Herleiden afmetingen vanaf een foto 19
-
20 apr
Stank rotte eieren uit de warmwaterboiler 11
-
20 apr
Nut warmtepomp 18
-
20 apr
Airco bevriezings kans berekenen. 17
-
19 apr
Ik wil studeren via afstandsonderwijs, kennen jullie Tech?
Nieuwsberichten
-
04 mar
Een nieuw soort magnetisme: altermagnetisme
-
31 okt
AI kan via stem diabetes vaststellen 11
-
21 okt
Einstein krijgt wéér gelijk 45
-
07 feb
witter dan wit 20
-
19 jun
irrigatie en de aardas
[scheikunde] elektronen
Moderators: ArcherBarry, Fuzzwood
-
- Berichten: 11.177
Re: [scheikunde] elektronen
Zuurstof is elektronegatiever dan waterstof, dit betekent dat de bindingselektronen vooral om de zuurstof zullen hangen.
Een los zuurstofatoom dat neutraal is zal verder altijd 6 elektronen in de buitenste schil hebben. Waterstof zorgt voor de 2 andere, samen dus 8 elektronen. Voor een binding zijn altijd 2 elektronen nodig. De 2 H-O bindingen hebben daarom 4 elektronen in gebruik. Blijven er 4 over, die als 2 vrije elektronenparen aan het zuurstof zitten.
Uiteindelijk maak je bij 2 dus de denkfout om niet de elektronen van waterstof mee te tellen.
Eenzelfde redenering geldt bijvoorbeeld voor NH3.
Stikstof is elektronegatiever dan waterstof, dit betekent dat de bindingselektronen vooral om de stikstof zullen hangen.
Een los stikstof dat neutraal is zal verder altijd 5 elektronen in de buitenste schil hebben. Waterstof zorgt voor de 3 andere, samen dus 8 elektronen. Voor een binding zijn altijd 2 elektronen nodig. De 2 H-N bindingen hebben daarom 6 elektronen in gebruik. Blijven er 2 over, die als 1 vrij elektronenpaar aan het stikstof zit.
Of voor zoutzuur:
Chloor is elektronegatiever dan waterstof, dit betekent dat de bindingselektronen vooral om de chloor zullen hangen.
Een los chlooratoom dat neutraal is zal verder altijd 7 elektronen in de buitenste schil hebben. Waterstof zorgt voor de andere, samen dus 8 elektronen. Voor een binding zijn altijd 2 elektronen nodig. De H-Cl binding heeft daarom 1 elektronen in gebruik. Blijven er 6 over, die als 3 vrij elektronenparen aan het chloor zitten.
Zo zitten dus alle ionogene bindingen in elkaar. Die van zouten zoals natriumchloride dus ook. Men spreekt van covalente bindingen als er geen groot verschil meer zit in elektronegativiteit tussen de 2 atomen die deel uitmaken van die binding. Koolstof-koolstofbindingen bijvoorbeeld.
Als we bijvoorbeeld naar ethaan kijken H3C-CH3, dan zit 1 koolstof gebonden aan 3 waterstoffen en aan 1 koolstof.
Koolstof is elektronegatiever dan waterstof, dit betekent dat de bindingselektronen vooral om de koolstof zullen hangen.
Een los koolstofatoom dat neutraal is zal verder altijd 4 elektronen in de buitenste schil hebben. Waterstof zorgt voor 3 andere, samen dus 7 elektronen. Voor een binding zijn altijd 2 elektronen nodig. De H-C bindingen heeft daarom 6 elektronen in gebruik. Blijft er 1 over.
Probleem: er kan geen vrij elektronenpaar gevormd worden. Maar wacht: voor de andere koolstof geldt precies dezelfde situatie. Ook die zal 1 elektron overhebben. Beide elektronen zullen dus zorgen voor de C-C binding. Dat betekent meteen dat beide bindingselektronen dus een beetje bij beide koolstoffen horen.
Een los zuurstofatoom dat neutraal is zal verder altijd 6 elektronen in de buitenste schil hebben. Waterstof zorgt voor de 2 andere, samen dus 8 elektronen. Voor een binding zijn altijd 2 elektronen nodig. De 2 H-O bindingen hebben daarom 4 elektronen in gebruik. Blijven er 4 over, die als 2 vrije elektronenparen aan het zuurstof zitten.
Uiteindelijk maak je bij 2 dus de denkfout om niet de elektronen van waterstof mee te tellen.
Eenzelfde redenering geldt bijvoorbeeld voor NH3.
Stikstof is elektronegatiever dan waterstof, dit betekent dat de bindingselektronen vooral om de stikstof zullen hangen.
Een los stikstof dat neutraal is zal verder altijd 5 elektronen in de buitenste schil hebben. Waterstof zorgt voor de 3 andere, samen dus 8 elektronen. Voor een binding zijn altijd 2 elektronen nodig. De 2 H-N bindingen hebben daarom 6 elektronen in gebruik. Blijven er 2 over, die als 1 vrij elektronenpaar aan het stikstof zit.
Of voor zoutzuur:
Chloor is elektronegatiever dan waterstof, dit betekent dat de bindingselektronen vooral om de chloor zullen hangen.
Een los chlooratoom dat neutraal is zal verder altijd 7 elektronen in de buitenste schil hebben. Waterstof zorgt voor de andere, samen dus 8 elektronen. Voor een binding zijn altijd 2 elektronen nodig. De H-Cl binding heeft daarom 1 elektronen in gebruik. Blijven er 6 over, die als 3 vrij elektronenparen aan het chloor zitten.
Zo zitten dus alle ionogene bindingen in elkaar. Die van zouten zoals natriumchloride dus ook. Men spreekt van covalente bindingen als er geen groot verschil meer zit in elektronegativiteit tussen de 2 atomen die deel uitmaken van die binding. Koolstof-koolstofbindingen bijvoorbeeld.
Als we bijvoorbeeld naar ethaan kijken H3C-CH3, dan zit 1 koolstof gebonden aan 3 waterstoffen en aan 1 koolstof.
Koolstof is elektronegatiever dan waterstof, dit betekent dat de bindingselektronen vooral om de koolstof zullen hangen.
Een los koolstofatoom dat neutraal is zal verder altijd 4 elektronen in de buitenste schil hebben. Waterstof zorgt voor 3 andere, samen dus 7 elektronen. Voor een binding zijn altijd 2 elektronen nodig. De H-C bindingen heeft daarom 6 elektronen in gebruik. Blijft er 1 over.
Probleem: er kan geen vrij elektronenpaar gevormd worden. Maar wacht: voor de andere koolstof geldt precies dezelfde situatie. Ook die zal 1 elektron overhebben. Beide elektronen zullen dus zorgen voor de C-C binding. Dat betekent meteen dat beide bindingselektronen dus een beetje bij beide koolstoffen horen.
-
- Berichten: 217
Re: [scheikunde] elektronen
Edit : echo.
<table border='0' align='left' cellpadding='3' cellspacing='0'><tr><td padding='0' celspacing='0' align='left'><font size='1'># Moderatoropmerking</font></td></tr><tr><td id='moderator'><font size='1'>rwwh: Het spammen met onzinnige berichten, zoals alleen een link, smilie of reclame, is niet toegestaan. Plaats alleen opmerkingen als je echt iets toe te voegen hebt!</font></td></tr></table>
<div class='postcolor'>
<table border='0' align='left' cellpadding='3' cellspacing='0'><tr><td padding='0' celspacing='0' align='left'><font size='1'># Moderatoropmerking</font></td></tr><tr><td id='moderator'><font size='1'>rwwh: Het spammen met onzinnige berichten, zoals alleen een link, smilie of reclame, is niet toegestaan. Plaats alleen opmerkingen als je echt iets toe te voegen hebt!</font></td></tr></table>
<div class='postcolor'>
