3.3 Binding tussen moleculen

• Scheikunde
• Middelbare school
• vwo
• Leerjaar 4

3.3 Binding tussen moleculen

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
  

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.

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 -

elektronegativiteit

BINAS40

binding in moleculen = atoombinding 

bij chemische reacties
--> worden atoombindingen in beginstoffen verbroken

--> worden nieuwe atoombindingen in reactieproducten gevormd

3.3 Binding tussen moleculen

Vanderwaalsbinding

Dipool-dipoolbinding

Waterstofbruggen

Het meso-niveau

Binding tussen moleculen

Algemeen principe:

Hoe sterker de bindingen tussen moleculen zijn, 

des te hoger zijn het smeltpunt en het kookpunt

Vanderwaalsbinding 

Deze houdt moleculen bij elkaar. 

Alle moleculen hebben vanderwaalsbindingen

Zowel molecuulmassa als molecuuloppervlak
maken de binding sterker

Vanderwaalsbinding en massa

hogere molmassa → sterkere binding (en dus hoger kookpunt)

Vanderwaalsbinding en oppervlakte

Voorbeeld: hexaan en 2,3-dimethylbutaan

Zelfde massa, maar hexaan heeft een groter oppervlak, dus sterkere vanderwaalsbinding

>

Vanderwaalsbinding en fase-overgang

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?

Dipool-dipoolbinding

Binding tussen polaire moleculen ("dipolen")

Binding tussen          en          van verschillende moleculen

Voorbeelden: HCl en H2O

        

δ​+​​

δ​−​​

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)

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

Polaire en apolaire moleculen

Bij welke fase overgang(en) worden VanderWaals-bindingen verbroken?

1. Van vast naar vloeibaar
2. Van vloeibaar naar gas
3. Van vast naar gas
4. Van gas naar vloeibaar

Is dit molecuul een dipool?

1. Ja, er is een netto dipool.
2. Nee, er is een netto dipool.
3. Ja, er is geen netto dipool.
4. Nee, er is geen netto dipool.

Is waterstofchloride
een dipool?

1. Ja
2. Nee

Polaire molecuul

Apolair molecuul

Waterstof

Methaan

Methanol

Waterstofchloride

Koolstofdioxide

Water

3.3 Binding tussen moleculen

Vanderwaalsbinding

Dipool-dipoolbinding

Waterstofbruggen

Mesoniveau

Waterstofbruggen

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.

Waterstofbruggen

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

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

Op deze manier trekken watermoleculen elkaar aan: waterstofbruggen!

Waterstofbruggen

Waterstofbruggen

Waterstofbruggen

Micro - meso - macro

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

Mesoniveau

• Tussen micro- en macroniveau in