5v 12.2

                                                                                                                                                                                                                                                                                           VSPER-theorie
1 / 18
next
Slide 1: Slide
ScheikundeMiddelbare schoolvwoLeerjaar 5

This lesson contains 18 slides, with text slides.

time-iconLesson duration is: 45 min

Items in this lesson

                                                                                                                                                                                                                                                                                           VSPER-theorie

Slide 1 - Slide

Maak alle opgave op een los blaadje

Slide 2 - Slide

Herhaling lewisstructuren
Opgave 1.
Teken de lewisstructuur van de volgende moleculen (en gebruik het stappenplan):
  • waterstofperoxide (H2O2)
  • ammonium ion (NH4+)
  • 1-broommethanol (CH2BrOH)

Slide 3 - Slide

Nieuwe stof
  • soorten atoombindingen
  • partiële ladingen
  • omringingsgetal en ruimtelijke structuur 

Slide 4 - Slide

Soorten atoombindingen
  • Atoombinding = binding tussen atomen
  • Er zijn verschillende type atoombindingen. Afhankelijk van hoe sterk een atoom aan de elektronen trekt bepaalt welk type atoombinding er sprake van is.
  • Hiervoor kijk je naar de elektronegativiteit (BINAS 40A)

Slide 5 - Slide

Als het verschil in elektronegativiteit
  • kleiner (of gelijk) is dan 0,4 = apolaire atoombinding
  • tussen 0,4 en 1,7 = polaire atoombinding
  • groter (of gelijk) is dan 1,7 = ionbinding

Slide 6 - Slide

CH binding is apolair en een OH binding is polair.
Elektronenegativiteit van C is 2,5; van H 2,1 en van O 3,5.
Verschil CH = 0,4 -> apolair
Verschil OH  = 1,4 -> polair

Slide 7 - Slide

opgave 2: Neem de structuur over en geef aan welke bindingen polair en welke apolair zijn.

Slide 8 - Slide

Partiële lading
Bij polaire bindingen is het atoom dat harder (=meer elektronegatief) trekt aan de elektronen een beetje negatiever dan het andere atoom.

Dat geven we aan met een δ- of δ+, zie de afbeelding van water voor een simpel voorbeeld.
Elektronenegativiteit van O is 3,5 en van H 2,1. O is dus δ- en H δ+

Slide 9 - Slide

opgave 3: Geef in de structuur aan waar er sprake is van partiële lading. Doe dit met een δ- en δ+.

Slide 10 - Slide

Ruimtelijke bouw
De meeste moleculen zijn niet plat
ondanks dat ze er op papier wel
zo lijken.

Slide 11 - Slide

Omringingsgetal
Om de ruimtelijke structuur te bepalen moet je het omringingsgetal van een atoom kunnen vaststellen.

Slide 12 - Slide

Tel het aantal andere atomen dat gebonden is aan het atoom waar je naar kijkt en tel hierbij het aantal vrije elektronen paren op.

Slide 13 - Slide

Voorbeeld: voor beide N-atomen is het omringsgetal 4 (3 gebonden atomen en 1 elektronenpaar), en voor het C-atoom is het 3 (3 andere gebonden atomen)

Slide 14 - Slide

opgave 4: Neem de structuur over en bepaal van ieder atoom het omringingsgetal. (de streepjes zijn een los elektronen paar = hetzelfde als : )

Slide 15 - Slide

Ruimtelijke structuur
Op basis van het omringingsgetal kan je de ruimtelijke structuur voorspellen (kijk naar de tabel op bladzijde 162 van je boek)
  • omringingsgetal 2 -> lineair
  • 3 -> plat vlak
  • 4 -> tetraëder

Slide 16 - Slide

Opgave 5
  • Teken de lewisstructuur van het arseniet-ion (AsO33-). Geef de formele lading aan.
  • Wat is het omringingsgetal van het arsenicum atoom?
  • Wat is de ruimtelijke structuur van het arseniet-ion?

Slide 17 - Slide

Huiswerk
14 t/m 18 en 20 van 12.2

Slide 18 - Slide