§3.3- Moleculaire stoffen

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo, vwo
• Leerjaar 3

§3.3 Moleculaire stoffen

Leerdoelen:

9. De naam van een moleculaire stof afleiden uit de formule

10. De formule van een moleculaire stof afleiden uit de naam

11. Uitleggen hoe een atoombinding tot stand komt

12. Uitleggen wat wordt bedoeld met het begrip "covalentie"

13. De covalenties van atomen afleiden van het periodiek systeem

14. De structuurformule van een stof afleiden uit de formule en de covalenties.

Naamgeving van moleculen

Er zijn miljoenen verschillende moleculaire stoffen. Het is belangrijk om al deze stoffen te kunnen onderscheiden met een unieke naam.

De IUPAC heeft regels opgesteld om alle stoffen een systematische naam (=unieke naam) te kunnen geven.

Om de meest 'simpele' moleculaire stoffen te benoemen, moet je de naam van de niet-metaal atomen kennen en de voorvoegsels die het aantal atomen aangeven.

Naamgeving van moleculen

Tabellen met voorvoegsels 

die je moet kennen:

Atomen waarvan je de naam uit je hoofd moet kennen voor de juiste naamgevingen:

Let op bij O en S. 

Naamgeving van moleculen

Bijvoorbeeld de stof P2O5. Stappenplan:

1. je kijkt eerst naar de aanwezige atomen en schrijft de juiste naam in dezelfde volgorde op:   fosfor oxide 

2. je kijkt hoeveel atomen er van iedere soort er zijn: 

                     2 atomen P en 5 atomen O

3. Het aantal atomen schrijf je met het juiste voorvoegsel op:

                    difosforpentaoxide

4. Controle: het voorvoegsel "mono" helemaal vooraan, moet je weglaten. 

Naamgeving van moleculen

Bijvoorbeeld de stof N2O4.

Wat is de systematische naam van deze stof?

Bijvoorbeeld de stof CO

Wat is de systematische naam van deze stof?

Opgave in het boek om dit te oefenen: 26 en 27

Je zou nu leerdoel 9 en 10 moeten beheersen.

Vorming van atoombindingen

Een atoombinding is een sterke binding tussen 2 niet-metaal atomen.

De atoombinding wordt gevormd doordat één elektron van het ene atoom 'zich koppelt' met één elektron van een ander atoom.

Samen vormen ze dus een elektronenpaar.

Elektronen koppelen zich niet letterlijk om zo samen 1 deeltje te vormen. Het blijven 2 afzonderlijke elektronen maar ze blijven wel in elkaars buurt om de atoombinding te vormen.

Vorming van atoombindingen

Laten we atoombinding schematisch uitleggen aan de hand van 

een voorbeeld: CH4

Allereerst kijk je naar de elektronen die zich in de BUITENSTE SCHIL bevinden (alleen de elektronen in de buitenste schil doen mee aan de atoombinding). 

Koolstof, C, heeft in totaal 6 elektronen (atoomnummer is 6).  Twee elektronen zitten in de K-schil en 4 elektronen in de L-schil.

Waterstof, H, heeft 1 elektron in de K-schil.

Vorming van atoombindingen

Het ene elektron van H zal graag een "koppel vormen" met één elektron van C. 

Samen wordt dat dan een atoombinding.

We zeggen in de scheikunde dan ook: Ze DELEN de

elektronen voor de vorming van een atoombinding.

Vorming van atoombindingen

De andere 3 H-atomen vormen op dezelfde manier een "koppel" met telkens één elektron van C.

Vorming van atoombindingen

Hiermee is het CH4 molecuul gevormd:

Nu is het nog belangrijk om te kijken of alle atomen aan de 

OCTETREGEL voldoen (=de buitenste schil is vol met 8 elektronen).

De gedeelde elektronen in de atoombinding moet je bij de octetregel bij beide elektronen tellen.

Elk H-atoom heeft nu 2 elektronen (1 rode en 1 groene) in zijn eigen cirkel -> Dus hiermee voldoet elk H-atoom aan de octetregel; 2 elektronen in de K-schil en dan is deze vol.

Het C-atoom heeft nu 8 elektronen (4 rode en 4 groene) in zij cirkel -> Dus hiermee voldoet het C-atoom aan de octetregel: 8 elektronen in de L-schil en dan is deze vol.

Voorbeeld; vorming van CO2

Laten we nu eens een ander molecuul bouwen: CO2 (koolstofdioxide).

Zoals bij het vorige voorbeeld heeft het C-atoom 4 elektronen in de buitenste schil.

Het O-atoom heeft in totaal 8 elektronen (atoomnummer is 8), waarvan 2 elektronen in de K-schil en dus 6 atomen in de L-schil (=buitenste schil).

Voorbeeld; vorming van CO2

Als er nu 1 elektron van het O-atoom met 1 elektron van het C-atoom gekoppeld wordt dan ontstaat de volgende structuur:

Echter, in deze vorm voldoet het molecuul NIET aan de octetregel.

Het C-atoom heeft maar 6 elektronen (4 rode en 2 blauwe) in zijn cirkel.

Het O-atoom heeft maar 7 elektronen (6 blauwe en 1 rode) in zijn cirkel.

Voorbeeld; vorming van CO2

Maar als het O-atoom nog een ander elektron gaat delen met een ander elektron van het C-atoom ontstaat de volgende vorm:

Deze vorm voldoet wel aan de octetregel:

Het C-atoom heeft nu 8 elektronen (4 rode en 4 blauwe) in zijn cirkel

Het O-atoom heeft nu 8 elektronen (6 blauwe en 2 rode) in zijn cirkel.

Voorbeeld; vorming van CO2

Deze vorm wordt in een structuurformule dan ook als volgt getekend:  O = C = O

Dus IEDER ELEKTRONENPAAR (een combi van 2 elektronen) wordt getekend als ÉÉN STREEP.

Tussen het C-atoom en het O-atoom zitten nu 2 elektronenparen (4 elektronen) dus je moet TWEE STREEPJES zetten tussen de atomen.

We noemen dat in de scheikunde een DUBBELE BINDING.

Maak opgaven 29 en 31 om hiermee te oefenen.

Je zou nu leerdoel 11 en 15 moeten beheersen.

Covalentie van niet-metaal atomen

De covalentie van een niet-metaal atoom is het aantal atoombindingen (of te wel streepjes, of te wel elektronenparen) dat een atoom kan vormen.

De covalentie hangt dus samen met de elektronenconfiguraite: hoeveel elektronen moet het delen met een ander atoom (bindingen aangaan) om aan de octetregel te voldoen => Wanneer heeft een atoom 8 elektronen (of voor H 2 elektronen) om zich heen gevormd?

Je kan de covalentie van de niet-metaal atomen aflezen uit de positie van het atoom in het periodiek systeem (tabel 99 van BINAS). 

Covalentie van niet-metaal atomen

Je kan de covalentie van de niet-metaal atomen aflezen uit de positie van het atoom in het periodiek systeem (tabel 99 van BINAS). 

Hoeveel plaatsen is het atoom verwijderd van groep 18: de edelgassen.

Je moet de covalentie van deze atomen

uit je hoofd kennen (of kunnen afleiden

uit tabel 99 van BINAS)

Covalentie van niet-metaal atomen

Opgaven in het boek om te oefenen met de covalentie regels van de atomen:  37, 38, 39 en 42.

Als je dit begrijpt, dan beheers je leerdoel 12, 13 en 14.

Wat nu te doen..

lezen §3.3

Maken (online) opgaven en online controleren.

Als je de opdrachten en de informatie in deze slides en bovenstaande opdrachten hebt gemaakt, zou je leerdoelen 9 t/m 15 moeten beheersen.