Cette leçon contient 36 diapositives, avec quiz interactifs, diapositives de texte et 5 vidéos.
La durée de la leçon est: 30 min
Éléments de cette leçon
Slide 1 - 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 2 - 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 3 - 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 4 - Diapositive
elektronegativiteit
BINAS40
Slide 5 - Diapositive
binding in moleculen = atoombinding
bij chemische reacties --> worden atoombindingen in beginstoffen verbroken
--> worden nieuwe atoombindingen in reactieproducten gevormd
Slide 6 - Diapositive
3.3 Binding tussen moleculen
Vanderwaalsbinding
Dipool-dipoolbinding
Waterstofbruggen
Het meso-niveau
Slide 7 - Diapositive
Slide 8 - Vidéo
Binding tussen moleculen
Algemeen principe:
Hoe sterker de bindingen tussen moleculen zijn,
des te hoger zijn het smeltpunt en het kookpunt
Slide 9 - Diapositive
Vanderwaalsbinding
Deze houdt moleculen bij elkaar.
Alle moleculen hebben vanderwaalsbindingen
Zowel molecuulmassa als molecuuloppervlak maken de binding sterker
Slide 10 - Diapositive
Slide 11 - Vidéo
Vanderwaalsbinding en massa
hogere molmassa → sterkere binding (en dus hoger kookpunt)
Slide 12 - Diapositive
Vanderwaalsbinding en oppervlakte
Voorbeeld: hexaan en 2,3-dimethylbutaan
Zelfde massa, maar hexaan heeft een groter oppervlak, dus sterkere vanderwaalsbinding
>
Slide 13 - Diapositive
Vanderwaalsbinding en fase-overgang
Slide 14 - Diapositive
Slide 15 - 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 16 - Diapositive
Dipool-dipoolbinding
Binding tussen polaire moleculen ("dipolen")
Binding tussen en van verschillende moleculen
Voorbeelden: HCl en H2O
δ+
δ−
Slide 17 - 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 18 - 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 19 - Diapositive
Slide 20 - Vidéo
Polaire en apolaire moleculen
Slide 21 - 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 22 - 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 23 - Quiz
Is waterstofchloride een dipool?
A
Ja
B
Nee
Slide 24 - Quiz
Polaire molecuul
Apolair molecuul
Waterstof
Methaan
Methanol
Waterstofchloride
Koolstofdioxide
Water
Slide 25 - Question de remorquage
3.3 Binding tussen moleculen
Vanderwaalsbinding
Dipool-dipoolbinding
Waterstofbruggen
Mesoniveau
Slide 26 - Diapositive
Waterstofbruggen
Slide 27 - 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 28 - Diapositive
Slide 29 - Vidéo
Waterstofbruggen
O-H en N-H groepen kunnenwaterstofbruggen (H-brug) vormen.
H-brug is sterker dan Vanderwaalsbinding
Verhoogt kookpunt bij aanwezigheid
Slide 30 - Diapositive
Op deze manier trekken watermoleculen elkaar aan: waterstofbruggen!
Slide 31 - Diapositive
Waterstofbruggen
Slide 32 - Diapositive
Waterstofbruggen
Slide 33 - Diapositive
Waterstofbruggen
Slide 34 - Diapositive
Micro - meso - macro
Microniveau = moleculair niveau (links)
Mesoniveau = clusters van moleculen (midden)
Macroniveau = zichtbaar (evt. met microscoop) (rechts)