H3.3 Bindingen tussen moleculen

1 / 22

Slide 1: Slide

ScheikundeMiddelbare schoolvwoLeerjaar 4

This lesson contains 22 slides, with text slides.

Lesson duration is: 50 min

Items in this lesson

H3.3 Bindingen tussen moleculen

Slide 1 - Slide

Leerdoelen

Na afloop van de les kan je:

het verband uitleggen tussen de molecuulmassa en de sterkte van de vanderwaalsbinding;
het verband uitleggen tussen smelt- en kookpunt en de sterkte van de vanderwaalsbinding;
het verschil uitleggen tussen ontleden en verdampen;
verklaren waarom kookpunten van bepaalde moleculaire stoffen sterk afwijken;
uitleggen wat een dipool‑dipoolbinding inhoudt;
uitleggen wat waterstofbruggen zijn;
aan de structuurformule van een stof herkennen of deze stof waterstofbruggen kan vormen.

Slide 2 - Slide

Vanderwaals binding

Moleculen in vaste stoffen en vloeistoffen trekken elkaar aan. Deze aantrekkingskracht wordt vanderwaalskracht genoemd. De “binding” die dan ontstaat wordt vanderwaalsbinding genoemd.

Een vanderwaalsbinding is niet een fysieke binding zoals een atoombinding.

Vanderwaalsbindingen komen voor tussen moleculen.

Slide 3 - Slide

Vanderwaals binding

De sterkte van de vanderwaalsbinding hangt af van de massa van een molecuul.

Hoe groter de massa van een molecuul hoe sterker de vanderwaalsbindingen,

Hoe sterker de vanderwaalsbindingen hoe hoger het smeltpunt/kookpunt van een stof.

Slide 4 - Slide

Polaire binding

Wat was dat ook alweer?

Verschil in elektronegativiteit tussen atoombinding

tabel 40A binas

+ en - kant

Slide 5 - Slide

Slide 6 - Slide

Apolaire moleculen

Soms kunnen polaire bindingen in een molecuul elkaar precies tegenwerken

Er is dan netto geen dipool en het molecuul is apolair

Voorbeeld: CO₂

δ^{​ - ​ ​}

δ^{​ - ​ ​}

2 δ^{​ + ​ ​}

Slide 7 - Slide

Dipool-dipool binding

Een dipool is een molecuul waarvan de lading asymmetrisch is verdeeld. De ene kant is + en de andere kant is -.
Dipool-dipoolbinding vindt plaats tussen + deel van dipoolmolecuul 1 en - deel van dipoolmolecuul 2.

Slide 8 - Slide

Electronegativiteit

Sommige elementen “trekken harder” aan het electronen paar.

Hierdoor komt er meer van de beide electronen aan de kant van dat element

De kracht waarmee een element trekt heet de electronegativiteit

Slide 9 - Slide

Slide 10 - Slide

Slide 11 - Slide

Slide 12 - Slide

Slide 13 - Slide

Slide 14 - Slide

Waterstofbruggen

Slide 15 - Slide

Waterstofbruggen

Slide 16 - Slide

Waterstofbruggen

Slide 17 - Slide

Waterstofbruggen

Slide 18 - Slide

Waterstofbruggen

Slide 19 - Slide

De waterstofbruggen

De waterstofbrug wordt ook H-brug genoemd

Het is een speciale, sterkere vorm van de dipool-dipool binding

We tekenen een waterstofbrug met een stippellijn

Ze komen voor bij:

-OH

-NH

Slide 20 - Slide

Waterstofbruggen

Slide 21 - Slide

Maken!

Vragen 19 t/m 22 en 25,26,28 en 30

Blz.83/84

Maandag af!

Slide 22 - Slide

H3.3 Bindingen tussen moleculen

Items in this lesson

Slide 1 - Slide

Slide 2 - Slide

Slide 3 - Slide

Slide 4 - Slide

Slide 5 - Slide

Slide 6 - Slide

Slide 7 - Slide

Slide 8 - Slide

Slide 9 - Slide

Slide 10 - Slide

Slide 11 - Slide

Slide 12 - Slide

Slide 13 - Slide

Slide 14 - Slide

Slide 15 - Slide

Slide 16 - Slide

Slide 17 - Slide

Slide 18 - Slide

Slide 19 - Slide

Slide 20 - Slide

Slide 21 - Slide

Slide 22 - Slide

More lessons like this

H3.3 Binding tussen moleculen

Organische Chemie - Intermoleculaire krachten

5.1 Binding tussen moleculen

Binding tussen moleculen

3.3 Bindingen tussen moleculen

3.3 Binding tussen moleculen

3.3 Binding tussen moleculen

V4 - 3.3 - Bindingen tussen moleculen