5.1 Bindingstypen

Bindingstypen
1 / 16
next
Slide 1: Slide
ScheikundeMiddelbare schoolhavo, vwoLeerjaar 4

This lesson contains 16 slides, with interactive quizzes and text slides.

time-iconLesson duration is: 45 min

Items in this lesson

Bindingstypen

Slide 1 - Slide

Deze les

  • Uitleg polaire atoombinding + waterstofbrug
  • Maken opg 12 -17

Slide 2 - Slide

Leerdoelen
  • Je leert wat een polaire atoombinding is;
  • Je leert wat een waterstofbrug is;
  • Je leert om waterstofbruggen te tekenen.

Slide 3 - Slide

Atoombinding 
  • Om de waterstofbrug te begrijpen is het nodig om de atoombinding in een OH of NH-groep nauwkeuriger te bekijken.
  • Atoombinding wordt gevormd door het delen van elektronen (covalentie).
  • Een atoombinding bestaat uit 1 elektronenpaar (=2 elektronen).

Slide 4 - Slide

Elektronegativiteit
  • De elektronen die samen een atoombinding vormen, zitten niet altijd netjes in het midden tussen 2 atomen in.
  • Dit is afhankelijk van de elektronegativiteit van de betrokken atomen.
  • Zie Binas 40A.
  • O en N hebben een relatief hoge elektronegativiteit, zeker in verhouding tot H.

Slide 5 - Slide

Elektronegativiteit
  • Hoe hoger de elektronegativiteit, hoe harder aan de elektronen wordt getrokken. 
  • De elektronen tussen O/N en H bevinden zich dus dichter bij O/N.
  • Hierdoor wordt O/N partieel (een beetje) negatief geladen.
  • H krijgt een positieve partiële lading.
  • We noemen deze atoombinding dan polair.

Slide 6 - Slide

Polaire atoombinding
  • Als verschil in elektronegativiteit tussen twee atomen in een molecuul groter dan 0,4 is, noem je de atoombinding polair.
  • Polaire atoombindingen bij C-O, N-H, O-H, F-H.

Slide 7 - Slide

Bindingen tussen atomen
  • apolaire atoombinding: elektronen in het midden (geen + en -)
  • polaire atoombinding:elektronen meer naar 1 kant (partieel + en -)
  • ionbinding: elektronen volledig aan 1 kant (formeel + en -)


Slide 8 - Slide

Bindingen tussen moleculen
  • vanderwaalsbinding: aantrekking tussen alle moleculen


  • waterstofbrug (H-brug): extra aantrekking bij sterk polaire atoombindingen.


> Sterker bij grotere massa, verzadigde verbindingen, onvertakt.

Slide 9 - Slide

Waterstofbrug
  • Tussen moleculen kunnen waterstofbruggen (H-bruggen) ontstaan. 
  • Hierbij trekt het partieel negatieve O-atoom van een molecuul het partieel positieve H-atoom van een ander molecuul aan.
  • Dit wordt aangegeven met stippellijnen.
  • De H-brug is zwakker dan een atoombinding, maar 
sterker dan de vanderwaalsbinding.

Slide 10 - Slide

Kookpunt van moleculen
  • Hoe sterker de binding(en) tussen moleculen, hoe lastiger dit te verbreken is en hoe hoger het kookpunt.
  • De H-brug is sterker dan de vanderwaalsbinding. 

  • Voorbeeld: H2O (18 u, 373 K) vergeleken met H2S (34u, 213 K)

Slide 11 - Slide

Kookpunt van moleculen

Slide 12 - Slide

Geen vragen? Aan de slag!
  • Uitleg waterstofbrug
  • Maken 3.3

Slide 13 - Slide

Zet de moleculen op volgorde van oplopend kookpunt. Zoek de kookpunten niet op, maar verklaar aan de hand van de structuurformule en betrokken bindingstypen.

CH4 (methaan), C2H6 (ethaan), CH3OH (methanol)
A
methaan, ethaan, methanol
B
ethaan, methaan, methanol
C
methanol, ethaan, methaan
D
methanol, methaan, ethaan

Slide 14 - Quiz

Uitleg quizvraag
  • Methanol kan als enige een H-brug vormen, vanwege de OH-groep. 
  • Ethaan heeft een hogere massa dan methaan, dus de vanderwaalsbinding in ethaan is sterker dan in methaan.
  • De H-brug is sterker dan de vanderwaalsbinding, dus methanol heeft het hoogste kookpunt.
  • Volgorde van laag naar hoog kookpunt: methaan, ethaan, methanol.

Slide 15 - Slide

Teken 2 moleculen ammoniak en 2 moleculen water en minimaal 3 waterstofbruggen tussen de moleculen.

Slide 16 - Open question