V5 12.2 VSEPR-theorie

§ 12.2 - VSEPR-theorie
Herhaling soorten bindingen V4 (polaire atoombinding, VdW-binding, waterstofbrug)

Ruimtelijke bouw van moleculen

1 / 17
suivant
Slide 1: Diapositive
ScheikundeMiddelbare schoolvwoLeerjaar 5

Cette leçon contient 17 diapositives, avec quiz interactifs et diapositives de texte.

time-iconLa durée de la leçon est: 45 min

Éléments de cette leçon

§ 12.2 - VSEPR-theorie
Herhaling soorten bindingen V4 (polaire atoombinding, VdW-binding, waterstofbrug)

Ruimtelijke bouw van moleculen

Slide 1 - Diapositive

Vraag van de dag
Waarom ziet een watermolecuul eruit als Mickey Mouse?

Slide 2 - Diapositive

Polaire atoombinding
  • Bij waterstofchloride (HCl) hebben H en Cl allebei nog 1 elektron nodig voor de edelgasconfiguratie.
  • Chloor trekt harder aan het gemeenschappelijk elektronenpaar dan waterstof. 

Slide 3 - Diapositive

Polaire atoombinding
  • Gevolg: het elektronenpaar zit wat dichter bij het chlooratoom, dan bij het waterstofatoom.
  • Hierdoor krijgt het chlooratoom een beetje negatieve lading, weergegeven met  δ-. 
  • Het waterstofatoom krijgt een beetje positieve lading, weergegeven met δ+.

Slide 4 - Diapositive

Polaire atoombinding
  • Zo'n gedeeltelijke lading, δ+, wordt ook wel partiële lading genoemd. 
  • De atoombinding noem je dan een polaire atoombinding.

Slide 5 - Diapositive

Waarom bestaat een polaire atoombinding?
  • Elektronegativiteit (EN) is een maat voor de kracht waarmee een atoom de elektronen van een atoombinding aantrekt.
  • De waarden staan in Binas tabel 40A
  • Atoom met hoogste EN trekt het sterkste aan de elektronen en wordt δ-.
  • Het verschil in EN bepaalt het soort binding.

Slide 6 - Diapositive

Elektronegativiteit
  • Het verschil in EN (ΔEN) bepaalt het soort binding.
  • EN(Cl): 3,2 en EN(H): 2,1
  • ΔEN = 1,1 dus polaire atoombinding
ΔEN
Soort binding
< 0,4
Apolair
0,4-1,7
Polair
> 1,7
Ion

Slide 7 - Diapositive

Vanderwaals binding (VdW)
  • Aantrekkingskracht tussen moleculen onderling
  • Sterkte van de vanderwaalsbinding neemt toe bij een hogere molecuulmassa
Smeltpunt: -182 ºC
Kookpunt: -161 ºC
Smeltpunt: -140 ºC
Kookpunt: 0 ºC
Smeltpunt: -30 ºC
Kookpunt: 174 ºC

Slide 8 - Diapositive

Waterstofbruggen (H-brug)
  • Bestaat bij -OH en -NH groepen
  • Aantrekking tussen δ+ van de H en δ- van de O of N
  • Stoffen die H-bruggen kunnen vormen zijn vaak goed oplosbaar in water

Slide 9 - Diapositive

Dipoolmoleculen
  • Moleculen met een polaire atoombinding kunnen een dipoolmolecuul zijn.
  • CO2 is geen dipoolmolecuul, maar heeft wel polaire atoombindingen. 
  • SO2 is wel een dipoolmolecuul en heeft ook polaire atoombindingen. Hoe zit dat?

Slide 10 - Diapositive

VSEPR-theorie
  • Theorie gebruikt om de ruimtelijke bouw van een molecuul te voorspellen
  • Valence-Shell Electron-Pair Repulsion
  • Ruimtelijke bouw wordt gebaseerd op het omringingsgetal
  • Omringingsgetal is de som van het aantal atomen rondom het centrale atoom + het aantal vrije elektronenparen rondom dat atoom

Slide 11 - Diapositive

Omringingsgetal - voorbeeld
Water: H2O
O heeft twee V.E.P., H heeft er geen
O heeft een omringingsgetal van 4

Slide 12 - Diapositive


Wat is het omringingsgetal van methaan (CH4)?
A
1
B
2
C
3
D
4

Slide 13 - Quiz


Wat is het omringingsgetal van formaldehyde (H2C=O)?
A
1
B
2
C
3
D
4

Slide 14 - Quiz

Omringingsgetal en ruimtelijke bouw
  • Ruimtelijke bouw is zo dat alles zo ver mogelijk van elkaar af zit. Atomen willen niet vlak bij elkaar zitten en vrije elektronenparen ook niet bij atomen.

Slide 15 - Diapositive

Ammoniak (NH3)
  • Lewisstructuur: 1 vrij elektronenpaar
  • Omringingsgetal: 4
  • 3 atomen en 1 VEP
  • Ruimtelijke bouw is een tetraëder

Slide 16 - Diapositive

De vraag van de dag beantwoord
Waarom ziet een watermolecuul eruit als Mickey Mouse?

Slide 17 - Diapositive