3.3 Moleculaire stoffen

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo, vwo
• Leerjaar 3

3.3 Moleculaire stoffen

Programma

Activiteit	Doel	Tijdsduur
-Huiswerk nakijken	Reflecteren op vorige leerdoelen	10 min
-Formatieve check		10 min
-Atoombindingen	Nieuwe leerdoelen introduceren	20 min
-Structuurformules		20 min
-Oefenen	Nieuwe leerdoelen verwerken	20 min

Oefeningen nakijken

Ik loop langs om te controleren of je je spullen bij je hebt en of de oefeningen gemaakt zijn.

De antwoorden staan in het eerste tabblad van de Studiewijzer in Magister.

Reflecteren op vorige leerdoelen

Klik op de link om naar een nieuwe les te gaan, hierbij kan je zelf feedback geven op je leerdoelen:

Reflectie op 3.2 Metalen en zouten

Leerdoelen

Wat behandelen we vandaag?

• Je kunt moleculaire stoffen op micro- en macroniveau beschrijven.
  
• Je kunt de begrippen atoombinding en covalentie uitleggen en toepassen.
  
• Je kunt moleculen in structuurformules weergeven.
  
• Je kunt het begrip vanderwaalsbinding uitleggen en toepassen.

Vanderwaalsbinding

Moleculen trekken elkaar aan, dit komt door de vanderwaalsbinding.

• Een onzichtbare binding tussen de moleculen.
  
  
• Afhankelijk van de massa, hoe groter de massa van een molecuul, hoe groter de vanderwaalsbinding.
  
  
• Zwaardere moleculen hebben daardoor een hoger smelt/kookpunt.
  
  
• Tijdens de gasfase is er dus geen vanderwaalsbinding!

Waarom worden moleculen gevormd?

• ALLE atomen willen zoals de edelgassen zijn.
  
• Edelgassen hebben altijd 8 elektronen in de buitenste schil zitten. (behalve He)
  
• ALLE atomen willen 8 elektronen hebben in hun buitenste schil. (behalve H)
  

Edelgasconfiguratie!

Hoe gaan ze dit doen?

Edelgasconfiguratie metalen

Metalen kunnen de edelgasconfiguratie bereiken door elektronen uit te wisselen met een niet-metaalatoom.

Hierdoor voldoen beide atomen aan de edelgasconfiguratie.

Deze atomen houden elkaar in balans en blijven bij elkaar in de buurt, de binding die ze samen houdt heet de ionbinding.

Edelgasconfiguratie niet-metalen

• Niet-metaalatomen hebben vaak 4 of meer elektronen in hun buitenste schil.
  
• Niet-metaalatomen gaan elektronen met elkaar delen!
  

Als chloor 7 elektronen in zijn buitenste schil heeft, heeft hij er nog 1 nodig.

Deze “leent” hij van een ander atoom, zolang hij zelf ook een elektron “uitleent”.

Door de uitwisseling van de elektronen ontstaat er een binding tussen de 2 atomen, een atoombinding, dankzij een gemeenschappelijk elektronenpaar.

Een dubbele atoombinding is ook mogelijk, dan lenen beide

atomen 2 elektronen van elkaar, zoals bij zuurstof.

Covalentie

Hoeveel bindingen een atoom moet aangaan om aan de edelgasconfiguratie te voldoen heet covalentie.

Co = samen

Valentie = buitenste elektronen

Daarom heten atoombindingen vaak covalente bindingen.

Hoeveel elektronen heeft stikstof in z’n buitenste schil?

Wat is de covalentie van een zuurstofatoom?

Zou een atoombinding ook een driedubbele binding kunnen hebben?

1. Ja
2. Nee

Structuurformules

Met behulp van de covalenties kan je nagaan in welke volgorde de atomen in een molecuul zitten.

De structuur van een molecuul kan je dan tekenen, deze tekening noem je een structuurformule.

Voorbeelden

H₂O

NH₃

C₂H₄

Oefeningen

Wie?	Zelfstandig of duo's in rust.
Wat?
Hoe?	Uit het boek.
Hulp?	Docent
Tijd?	Tot 5 minuten voor eindtijd.
Uitkomst?	Je beheerst de gestelde leerdoelen.
Klaar?	Werken aan een extra opgavenblad over structuurformules.

Hoofdstuk 3 paragraaf 3:
1 t/m 7

Welke leerdoelen beheers je nu?

Deze leerdoelen beheers ik nu al

Deze leerdoelen beheers ik nog niet. Dus ga ik hier nog mee verder oefenen/lezen. Anders vraag ik hulp aan de docent.

Je kunt moleculaire stoffen op micro- en macroniveau beschrijven.

Je kunt de begrippen atoombinding en covalentie uitleggen en toepassen.

Je kunt moleculen in structuurformules weergeven.

Je kunt het begrip vanderwaalsbinding uitleggen en toepassen.