3.3 Binding tussen moleculen

3.3 Binding tussen moleculen
1 / 42
suivant
Slide 1: Diapositive
ScheikundeMiddelbare schoolvwoLeerjaar 4

Cette leçon contient 42 diapositives, avec quiz interactifs, diapositives de texte et 10 vidéos.

time-iconLa durée de la leçon est: 30 min

Éléments de cette leçon

3.3 Binding tussen moleculen

Slide 1 - Diapositive

Slide 2 - Vidéo

Slide 3 - Vidéo

Slide 4 - Vidéo

Slide 5 - Vidéo

Slide 6 - Vidéo

Slide 7 - Diapositive

Atoombindingen
  • Tussen atomen binnen een molecuul zitten atoombindingen
  • Atoombindingen worden gevormd door het gedeelde elektronenpaar
  • Als beide atomen even hard aan de elektronen trekken, is het een apolaire atoombinding
  • Als één van de twee atomen harder aan de elektronen trekt dan het andere atoom, is het een polaire atoombinding

Slide 8 - Diapositive

Polaire atoombinding
  • Atoombinding

  • polaire atoombinding


  • De atoombinding tussen een N en een H atoom en tussen een O en een H atoom is ook een polaire atoombinding.

Slide 9 - 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 10 - Diapositive

elektronegativiteit
BINAS40

Slide 11 - Diapositive

binding in moleculen = atoombinding 
bij chemische reacties
--> worden atoombindingen in beginstoffen verbroken
--> worden nieuwe atoombindingen in reactieproducten gevormd

Slide 12 - Diapositive

3.3 Binding tussen moleculen
Vanderwaalsbinding
Dipool-dipoolbinding
Waterstofbruggen
Het meso-niveau

Slide 13 - Diapositive

Slide 14 - Vidéo

Binding tussen moleculen
Algemeen principe:

Hoe sterker de bindingen tussen moleculen zijn, 
des te hoger zijn het smeltpunt en het kookpunt

Slide 15 - Diapositive

Vanderwaalsbinding 
Deze houdt moleculen bij elkaar. 
Alle moleculen hebben vanderwaalsbindingen

Zowel molecuulmassa als molecuuloppervlak
maken de binding sterker

Slide 16 - Diapositive

Slide 17 - Vidéo

Vanderwaalsbinding en massa
hogere molmassa sterkere binding (en dus hoger kookpunt)

Slide 18 - Diapositive

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

Slide 19 - Diapositive

Vanderwaalsbinding en fase-overgang

Slide 20 - Diapositive

Slide 21 - Vidéo

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

        
δ
δ
δ
δ
2δ+
2δ+
δ+
δ
Wat is verschil EN O-S binding?

Slide 22 - Diapositive

Dipool-dipoolbinding
Binding tussen polaire moleculen ("dipolen")
Binding tussen          en          van verschillende moleculen
Voorbeelden: HCl en H2O
        
δ+
δ

Slide 23 - Diapositive

Een molecuul is een dipool als
- er polaire atoombindingen aanwezig zijn
- er een vlak in het molecuul aan te wijzen is, waarin de ladingen elkaar niet opheffen (geen symmetrie)

Slide 24 - Diapositive

Apolaire moleculen (symmetrie)
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
2δ+
0

Slide 25 - Diapositive

Slide 26 - Vidéo

Polaire en apolaire moleculen

Slide 27 - Diapositive

Bij welke fase overgang(en) worden VanderWaals-bindingen verbroken?
A
Van vast naar vloeibaar
B
Van vloeibaar naar gas
C
Van vast naar gas
D
Van gas naar vloeibaar

Slide 28 - Quiz

Is dit molecuul een dipool?
A
Ja, er is een netto dipool.
B
Nee, er is een netto dipool.
C
Ja, er is geen netto dipool.
D
Nee, er is geen netto dipool.

Slide 29 - Quiz

Is waterstofchloride
een dipool?
A
Ja
B
Nee

Slide 30 - Quiz

Polaire molecuul
Apolair molecuul
Waterstof
Methaan
Methanol
Waterstofchloride
Koolstofdioxide
Water

Slide 31 - Question de remorquage

3.3 Binding tussen moleculen
Vanderwaalsbinding
Dipool-dipoolbinding
Waterstofbruggen
Mesoniveau

Slide 32 - Diapositive

Waterstofbruggen

Slide 33 - Diapositive

Waarom is het kookpunten van H2O hoger dan van H2S
H2S      massa 34,081                kookpunt 210 K
H2O      massa 18,015                kookpunt 373 K

  • De verklaring is nog een type binding: de waterstofbrug (of H-brug). Deze binding is sterker dan de Van der Waalsbinding, wat resulteert in een hoger kookpunt.

Slide 34 - Diapositive

Slide 35 - Vidéo

Waterstofbruggen
  • O-H en N-H groepen kunnen waterstofbruggen (H-brug) vormen.

  • H-brug is sterker dan Vanderwaalsbinding
  • Verhoogt kookpunt bij aanwezigheid



Slide 36 - Diapositive

Op deze manier trekken watermoleculen elkaar aan: waterstofbruggen!

Slide 37 - Diapositive

Waterstofbruggen

Slide 38 - Diapositive

Waterstofbruggen

Slide 39 - Diapositive

Waterstofbruggen

Slide 40 - Diapositive

Micro - meso - macro
  • Microniveau = moleculair niveau (links)
  • Mesoniveau = clusters van moleculen (midden)
  • Macroniveau = zichtbaar (evt. met microscoop) (rechts)

Slide 41 - Diapositive

Mesoniveau
  • Tussen micro- en macroniveau in 

Slide 42 - Diapositive