samenvatting 2 en 3

3.3 Binding in moleculen 
Systematische Naamgeving
Atoombinding
Polariteit


1 / 27
suivant
Slide 1: Diapositive
ScheikundeMBOStudiejaar 1

Cette leçon contient 27 diapositives, avec quiz interactifs, diapositives de texte et 1 vidéo.

Éléments de cette leçon

3.3 Binding in moleculen 
Systematische Naamgeving
Atoombinding
Polariteit


Slide 1 - Diapositive

Systematische naamgeving moleculen

Slide 2 - Diapositive

Systematische naamgeving
1. Nooit het telwoord mono- voor het eerste element, wel bij alle volgende


2. Alleen het laatste element heeft de uitgang -ide
 
CO
is koolstofmono-oxide, niet monokoolstofmono-oxide
CSO
is koolstofmonozwavelmono-oxide, niet koolstofmonosulfidemono-oxide

Slide 3 - Diapositive

geen Griekse telwoorden bij naamgeving zouten !

Slide 4 - Diapositive

Naamgeving

Slide 5 - Diapositive

Waterstofbruggen
  • OH en NH FH groepen kunnen waterstofbruggen (H-brug) vormen.
  • H-brug is sterker dan Vanderwaalsbinding, maar minder sterk dan atoombinding.



Slide 6 - Diapositive

Slide 7 - Diapositive

samengestelde ionen

Slide 8 - Diapositive

samengestelde ionen 
  • bestaan uit meerdere atoomsoorten 
  •  ontstaan vanuit een verbinding
  • lading samengestelde ion geeft aan hoeveel elektronen het totale ion te veel (- ion), of te weinig heeft(+ion)
  • het ammoniumion NH4+ , is het enige positieve niet-metaal ion.
  •  formule van zout= verhoudingsformule 

Slide 9 - Diapositive

Atoombinding in H2

Slide 10 - Diapositive

Meer atoombindingen
Ook hier geldt dus weer de
octetregel! edelgasstructuur

Slide 11 - Diapositive

Atoombinding
of covalente binding
Gemeenschappelijk elektronenpaar:
2 gedeelde elektronen (van ieder atoom) vormen samen een covalente atoombinding.

Covalentie:
aantal bindingen dat (niet-metaal) atoom kan vormen

Slide 12 - Diapositive

Structuurformules
Een streepje geeft het gedeelde elektronenpaar weer
Een streepje is dus een binding

Slide 13 - Diapositive

covalentie en Lewis structuren
De covalentie van atomen helpt ons een molecuulstructuur te tekenen.
Soms is dit echter niet genoeg. Hoe zijn de elektronen verdeeld? Wanneer krijg je een enkele of een dubbele binding?

Hiervoor is de Lewis structuur een goed hulpmiddel.
De Lewis structuur is een structuurformule met ALLE valentie elektronen.
Lewis structuur van C, N en O:

Slide 14 - Diapositive

Covalentie
4 3 2 1

Slide 15 - Diapositive

Polaire en apolaire stoffen
H2O (polair)
CH4 (apolair)

Slide 16 - Diapositive

Polaire atoombinding
Het ene atoom trekt harder aan het gedeelde elektronenpaar dan het ander
- Verschuiving  elektronenpaar naar hoogste elektronegativiteit
- "Partiële lading" (δ- en δ+)

Slide 17 - Diapositive

Elektronegativiteit
Het verschil in elektronegativiteit (ΔEN) bepaalt het soort binding (BiNaS 40A)

ΔEN
Soort binding
Voorbeeld
< 0,4
Apolair
C-H, C-S, C=S
0,4-1,7
Polair
C-F, H-Cl, C-O, C=O
> 1,7
Ion
Na+ Cl-

Slide 18 - Diapositive

Wat is de covalentie van stikstof?
A
1
B
2
C
3
D
4

Slide 19 - Quiz

Welke binding is polair?
A
Tussen 2 atomen met ΔEN 0,4-1,7
B
Tussen 2 niet-metalen
C
Tussen een metaal en een niet-metaal
D
Tussen 2 atomen met ΔEN 0,6-1,5

Slide 20 - Quiz

Welke stof bevat een polaire atoombinding
A
methaan
B
Stikstof
C
propanol
D
propaan

Slide 21 - Quiz

Is de atoombinding tussen C en C polair of apolair?
A
polair
B
apolair

Slide 22 - Quiz

polair
Apolair
Ion
C-O
C-C
C-H
O-H
Na-Cl
C-F
Ca-F

Slide 23 - Question de remorquage

vanderwaalsbindingen
- aantrekkingskracht tussen moleculen (intermoleculair) dit geldt voor alle moleculen!

- hoe groter het molecuul hoe sterker de kracht
- hoe sterker de kracht hoe hoger het kookpunt

Slide 24 - Diapositive

Waterstofbruggen
  • OH en NH FH groepen kunnen waterstofbruggen (H-brug) vormen.
  • H-brug is sterker dan Vanderwaalsbinding, maar minder sterk dan atoombinding.



Slide 25 - Diapositive

Slide 26 - Vidéo

Slide 27 - Lien