Cette leçon contient 22 diapositives, avec quiz interactifs et diapositives de texte.
La durée de la leçon est: 45 min
Éléments de cette leçon
8.2 VSEPR-theorie Deel 2
Slide 1 - Diapositive
Welke soorten bindingen ken je nog uit de 4e klas?
Slide 2 - Carte mentale
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 3 - Diapositive
Stelling: Hoe hoger de molecuulmassa des te sterker de VDW-binding 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-
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
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 12 - Diapositive
Dipoolmolecuul
Bevat polaire binding(en)
De partiele ladingen heffen elkaar niet op in de ruimtelijke bouw.
Extra check: tabel 55. Dipoolmoment >0
Voorbeeld: SO2
δ−
δ−
δ−
δ−
2δ+
2δ+
Slide 13 - 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 14 - Diapositive
Herhaling 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 15 - 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 16 - Diapositive
Wat is het omringingsgetal van ammoniak (NH3)
A
1
B
2
C
3
D
4
Slide 17 - Quiz
Ammoniak (NH3)
Lewisstructuur: 1 vrij elektronenpaar
Omringingsgetal: 4
3 atomen en 1 VEP
Ruimtelijke bouw is een tetraëder.
Slide 18 - 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 19 - Diapositive
In welke afbeelding is de waterstofbrug correct getekend?
A
A
B
B
C
C
D
D
Slide 20 - Quiz
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 --> plat vlak
CO2 heeft een omringingsgetal van 2 --> lineaire bouw
Daardoor is SO2 wel een dipoolmolecuul en CO2 niet. Dit kan je checken door het dipoolmoment op te zoeken (tabel 55). Deze moet > 0 zijn.
Daardoor kan SO2 dipool-dipoolbindingen aangaan met water en CO2 niet. NH3 is een dipool, en kan daarbovenop ook nog waterstofbruggen vormen met water.