12.2 VSEPR-theorie

12.2 VSEPR-theorie
1 / 24
suivant
Slide 1: Diapositive
ScheikundeMiddelbare schoolvwoLeerjaar 5

Cette leçon contient 24 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

Slide 1 - Diapositive

Vraagje vooraf
Waarom lost CO2 slecht op in water (9,5 mg/L),
maar SO2 goed (112 g/L)
en NH3 zeer goed (~250g/L)?

Slide 2 - Diapositive

Welke soorten bindingen ken je nog uit de 4e klas?

Slide 3 - Carte mentale

Stelling: Hoe hoger de molecuulmassa des te sterker de VDW-biding en dus hoe lager het kookpunt
A
Waar
B
Niet Waar

Slide 4 - Quiz

Vanderwaals binding (VdW)
  • Aantrekkingskracht tussen moleculen onderling
  • Sterkte van de VwD binding neemt toe bij een
    hogere molecuulmassa
    en
    groter molecuuloppervlak

Slide 5 - Diapositive

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

Slide 6 - 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 7 - 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 8 - Diapositive

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

Slide 9 - Diapositive

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

Slide 10 - Diapositive

Elektronegativiteit
  • Het verschil in EN (ΔEN) bepaalt de 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 11 - Diapositive

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

        
δ
δ
δ
δ
2δ+
2δ+
δ+
δ

Slide 12 - 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 13 - 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 14 - Diapositive

In welke afbeelding
is de waterstofbrug
correct getekend?
A
A
B
B
C
C
D
D

Slide 15 - Quiz

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 16 - Diapositive

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

Slide 17 - Quiz

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

Slide 18 - Quiz

Wat is het omringingsgetal van ammoniak (NH3)
A
1
B
2
C
3
D
4

Slide 19 - Quiz

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

Slide 20 - Diapositive

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 21 - Diapositive

Vraag van de dag: waarom lost SO2 wel goed op in water en CO2 niet, en NH3 juist zeer goed?
  • De ruimtelijke bouw van de moleculen verschilt:
  • SO2 heeft een omringingsgetal van 3 
  • CO2 heeft een omringingsgetal van 2
  • Daardoor is SO2 wel een dipoolmolecuul en CO2 niet.
  • Daardoor kan SO2 dipool-dipoolbindingen aangaan met water en CO2 niet.
  • NH3 is een dipool, en kan daarbovenop ook nog waterstofbruggen vormen met water

Slide 22 - Diapositive

De covalentie van een atoom is gelijk aan het omringingsgetal als...
A
Het geen dubbele en drievoudige bindingen heeft
B
Het geen formele lading heeft
C
Het niet radicaal is
D
A, B en C

Slide 23 - Quiz

Huiswerk
12.2: 14 t/m 18
20 t/m 23

Slide 24 - Diapositive