Herhaling chemische bindingen

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo
• Leerjaar 4

lesdoelen

Herhaling chemische bindingen: 

Apolaire covalente bindingen

polaire covalente bindingen

ion bindingen

phet.colorado.edu

Polaire en apolaire stoffen

H2O (polair)

CH4 (apolair)

Polaire en apolaire moleculen

Polair en apolair

polair molecuul

apolair molecuul

Octet-regel (edelgasconfiguratie)

Elk atoom wil 8 elektronen in zijn buitenste schil (uitzondering: H wil er 2)

Covalentie

• Erg belangrijk om te weten wat de covalentie is van atoomsoorten 
• Voldoende bindingen -> edelgasconfiguratie correct

Atoommodel

Atoommodellen

Atoommodel van Rutherford     en      Atoommodel van Bohr

Het atoommodel

Covalentie

Covalentie: het aantal atoombindingen dat een atoom kan vormen om de edelgasconfiguratie te verkrijgen.

noem per kleur wat je weet van deze elementen

wat kun je zeggen over de horizontale en verticale kolommen?

NH₃

• stikstof komt 3 elektronen tekort voor een edelgasconfiguratie 
• waterstof komt 1 elektron tekort voor een edelgasconfiguratie
•  stikstof een covalentie heeft van 3 en waterstof heeft covalentie 1
• N kan drie bindingen aangaan met 3 H-atomen
• NH₃ ziet er dus zo uit

Edelgasconfiguratie

• Dit geldt dus ook voor ionen! 

Wat zijn bindingselektronen?

• Gedeelde elektronen om de edelgasconfiguratie te bereiken.
  

Atoombinding

Atomen gaan elektronen delen om edelgasconfiguratie te bereiken.

ion binding

Elektronegativiteit 

• Geeft aan hoe hard het atoom trekt aan het gemeenschappelijke elektronenpaar.
  
• Verschil in elektronegativiteit binnen moleculen.

Binas tabel 40A

periodiek systeem van elektronegativiteit: 

hoge 'toren' = grote elektronegativiteit

Elektronegativiteit 

De elektronegativiteit geeft aan hoe hard het atoom aan het gedeelde electron trekt. Als het verschil tussen de 0,4 en 1,7 ligt is het een polaire binding

Elektronegativiteit en binding

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

Verschil in Vandewaalsbinding

Herhaling - intramoleculaire krachten

In H3 heb je geleerd over drie typen intramoleculaire krachten: bindingen die tussen verschillende moleculen kunnen gelden. Welke zijn dit ook alweer?

naam binding	omschrijving:	hoe sterk is deze binding (relatief)?
...........................	deze bindingen gelden altijd tussen moleculen. De grootte van deze aantrekking skracht is afhankelijk van de molecuulmassa.	zwak
...........................	deze bindingen gelden wanneer polaire moleculen elkaar aantrekken door een verdeling in partiële ladingen in het molecuul	matig
.................	deze bindingen gelden wanneer moleculen -OH of -NH bindingen bevatten.	zéér sterk

Herhaling - intramoleculaire krachten

Deze moleculaire krachten hebben invloed op de eigenschappen van de stoffen. Samengevat (H3):

1. Hoe sterker de krachten zijn die tussen de moleculen gelden, hoe hoger het kookpunt van de stof is.
2. Stoffen met vergelijkbare polariteit, lossen goed op in elkaar/mengen goed.
3. Stoffen die H-bruggen vormen met elkaar, lossen goed op in elkaar/mengen goed.

Teken de elektronenformule van
N2

Teken de elektronenformule van
NH3

Structuurformules

NH₃

Ammoniak

NH3

schrijf 10 samengestelde ionen op en geef hun structuurformule

373 K

240 K

630 K

Het kookpunt van water

Het kookpunt van kwik

Het kookpunt van ammoniak 

Destillaat 

Residu

Vloeistof met het  hoogste kookpunt

Vloeistof met het  laagste kookpunt

Methaan

Water

Silaan

Kookpunt: 100oC

 kookpunt:

-161oC

Sterkste vdWaals bindingen

Zwakste vdWaals bindingen

H-bruggen 

M =32 u

M = 18 u

M = 16 u

Kookpunt: -112oC

Soort rooster 

(alleen bij vaste fase)

Metaal: metaalrooster

Zout: Ionrooster

Moleculaire stof: molecuulrooster

                                     atoomrooster (zeldzaam; bijv. diamant)