8.2 VSEPR-theorie leerdoel 2

8.2 VSEPR-theorie Deel 2
1 / 22
next
Slide 1: Slide
ScheikundeMiddelbare schoolvwoLeerjaar 5

This lesson contains 22 slides, with interactive quizzes and text slides.

time-iconLesson duration is: 45 min

Items in this lesson

8.2 VSEPR-theorie Deel 2

Slide 1 - Slide

Vraagje vooraf
Waarom lost CO2 slecht op in water (9,5 mg/L),
maar SO2 goed (112 g/L)
en NH3 zeer goed (~250g/L)?

Slide 2 - Slide

Welke soorten bindingen ken je nog uit de 4e klas?

Slide 3 - Mind map

Stelling: Hoe hoger de molecuulmassa des te sterker de VDW-binding en dus hoe lager het kookpunt
A
Waar
B
Niet Waar

Slide 4 - Quiz

Vanderwaals binding (VdW)
  • Aantrekkingskracht tussen moleculen onderling
  • Sterkte van de VwD binding neemt toe bij een
    hogere molecuulmassa
    en
    groter molecuuloppervlak

Slide 5 - Slide

Vanderwaalsbinding 
Voorbeeld: hexaan en 2,3-dimethylbutaan
Zelfde massa, maar hexaan heeft een groter oppervlak, dus sterkere vanderwaalsbinding
>

Slide 6 - Slide

Polaire atoombinding
  • Bij waterstofchloride (HCl) hebben H en Cl allebei nog 1 elektron nodig voor de edelgasconfiguratie.
  • Chloor trekt harder aan het gemeenschappelijk elektronenpaar dan waterstof. 

Slide 7 - Slide

Polaire atoombinding
  • Gevolg: het elektronenpaar zit wat dichter bij het chlooratoom, dan bij het waterstofatoom.
  • Hierdoor krijgt het chlooratoom een beetje negatieve lading, weergegeven met  δ-
  • Het waterstofatoom krijgt een beetje positieve lading, weergegeven met δ+.

Slide 8 - Slide

Polaire atoombinding
  • Zo'n gedeeltelijke lading, δ+, wordt ook wel partiële lading genoemd. 
  • De atoombinding noem je dan een polaire atoombinding.

Slide 9 - Slide

Waarom bestaat een polaire atoombinding?
  • Elektronegativiteit (EN) is een maat voor de kracht waarmee een atoom de elektronen van een atoombinding aantrekt.
  • Binas tabel 40A
  • Atoom met hoogste EN trekt het sterkste aan de elektronen en wordt δ-

Slide 10 - Slide

Elektronegativiteit
  • Het verschil in EN (ΔEN) bepaalt de soort binding.
  • EN(Cl): 3.2 en EN(H): 2.1.
  • ΔEN = 1.1, dus polaire atoombinding
ΔEN
Soort binding
≤ 0,4
Apolair
0,4-1,7
Polair
> 1,7
Ion

Slide 11 - Slide

Dipoolmoleculen
  • Moleculen met een polaire atoombinding kunnen een dipoolmolecuul zijn.
  • CO2 is geen dipoolmolecuul, maar heeft wel polaire atoombindingen. 
  • SO2 is wel een dipoolmolecuul en heeft ook polaire atoombindingen. Hoe zit dat?

Slide 12 - Slide

Dipoolmolecuul
Bevat polaire binding(en)
De partiele ladingen heffen elkaar  niet op in de ruimtelijke bouw.
Extra check: tabel 55. Dipoolmoment >0
Voorbeeld: SO2  
        
δ
δ
δ
δ
2δ+
2δ+

Slide 13 - Slide

Dipool-dipoolbinding
Binding tussen polaire moleculen ("dipolen")
Binding tussen         en            van verschillende moleculen
Voorbeeld: SO2    
        
δ
δ
δ
δ
2δ+
2δ+
δ+
δ

Slide 14 - Slide

Herhaling VSEPR-theorie
  • Theorie gebruikt om de ruimtelijke bouw van een molecuul te voorspellen
  • Valence-Shell Electron-Pair Repulsion
  • Ruimtelijke bouw wordt gebaseerd op het omringingsgetal
  • Omringingsgetal is de som van het aantal atomen rondom het centrale atoom + het aantal vrije elektronenparen rondom dat atoom

Slide 15 - Slide

Omringingsgetal en ruimtelijke bouw
  • Ruimtelijke bouw is zo dat alles zo ver mogelijk van elkaar af zit. Atomen willen niet vlak bij elkaar zitten en vrije elektronenparen ook niet bij atomen.

Slide 16 - Slide

Wat is het omringingsgetal van ammoniak (NH3)
A
1
B
2
C
3
D
4

Slide 17 - Quiz

Ammoniak (NH3)
  • Lewisstructuur: 1 vrij elektronenpaar
  • Omringingsgetal: 4
  • 3 atomen en 1 VEP
  • Ruimtelijke bouw is een tetraëder.   

Slide 18 - Slide

Waterstofbruggen (H-brug)
  • Bestaat bij -OH en -NH groepen
  • Aantrekking tussen δ+ van de H en δ- van de O of N
  • Stoffen die H-bruggen kunnen vormen zijn vaak goed oplosbaar in water

Slide 19 - Slide

In welke afbeelding
is de waterstofbrug
correct getekend?
A
A
B
B
C
C
D
D

Slide 20 - Quiz

Vraag van de dag: waarom lost SO2 wel goed op in water en CO2 niet, en NH3 juist zeer goed?
  • De ruimtelijke bouw (!) van de moleculen verschilt:
  • SO2 heeft een omringingsgetal van 3 --> plat vlak
  • CO2 heeft een omringingsgetal van 2 --> lineaire bouw
  • Daardoor is SO2 wel een dipoolmolecuul en CO2 niet. Dit kan je checken door het dipoolmoment op te zoeken (tabel 55). Deze moet > 0 zijn.
  • Daardoor kan SO2 dipool-dipoolbindingen aangaan met water en CO2 niet.  NH3 is een dipool, en kan daarbovenop ook nog waterstofbruggen vormen met water.

Slide 21 - Slide

Huiswerk
8.2: maken opgave 12,16,20 en 21

Slide 22 - Slide