§3.2- Binding in moleculen

§3.2 Binding in moleculen
Leerdoelen:
6. Bij een gegeven molecuulformule de systematische naam geven
7. Bij een gegeven systematische naam de molecuulformule geven
8. uitleggen hoe een atoombinding wordt gevormd
9. uitleggen wat de covalentie van een atoom is
10. met elektronegativiteit uitleggen of een atoombinding polair of apolair is.
1 / 24
suivant
Slide 1: Diapositive
ScheikundeMiddelbare schoolhavo, vwoLeerjaar 3

Cette leçon contient 24 diapositives, avec diapositives de texte.

time-iconLa durée de la leçon est: 50 min

Éléments de cette leçon

§3.2 Binding in moleculen
Leerdoelen:
6. Bij een gegeven molecuulformule de systematische naam geven
7. Bij een gegeven systematische naam de molecuulformule geven
8. uitleggen hoe een atoombinding wordt gevormd
9. uitleggen wat de covalentie van een atoom is
10. met elektronegativiteit uitleggen of een atoombinding polair of apolair is.

Slide 1 - Diapositive

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.

Slide 2 - Diapositive

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. 

Slide 3 - Diapositive

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. Uitzondering: het voorvoegsel "mono" wordt nooit vooraan geschreven.

Slide 4 - Diapositive

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: 11
Je zou nu leerdoel 6 en 7 moeten beheersen.

Slide 5 - Diapositive

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.

Slide 6 - Diapositive

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.

Slide 7 - Diapositive

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.

Slide 8 - Diapositive

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

Slide 9 - Diapositive

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 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.

Slide 10 - Diapositive

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).

Slide 11 - Diapositive

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.

Slide 12 - Diapositive

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.

Slide 13 - Diapositive

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.
Je zou nu leerdoel 8 moeten beheersen.

Slide 14 - Diapositive

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). 

Slide 15 - Diapositive

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)

Slide 16 - Diapositive

Covalentie van niet-metaal atomen
Opgaven in het boek om te oefenen met de covalentie regels van de atomen: 13 en 14.

Als je dit begrijpt, dan beheers je leerdoel 9.

Slide 17 - Diapositive

Polaire en apolaire atoombindingen
Een gevormde atoombinding is te verdelen in 2 verschillende types:
Apolaire binding en polaire binding
Het type binding dat ontstaat is afhankelijk van beide atomen.
Allebei de atoomkernen trekken de elektronen aan
 (net zoals jij doet bij touwtrekken)

Echter, de atomen trekken niet allemaal even hard 
(net als dat jij niet even hard trekt als een klasgenoot)

De kracht waarmee de atomen aan de elektronen trekken wordt uitgedrukt met het begrip ELEKTRONEGATIVITEIT

Slide 18 - Diapositive

Polaire en apolaire atoombindingen
De ELEKTRONEGATIVITEIT van atomen is bekend en kan je in Binas tabel 40A terugvinden.
Hieronder vind je een overzicht van de elektronegativiteit van de atomen gerangschikt in het periodiek systeem.

Als je goed kijkt naar de getallen kan je 
een trend zien vanaf linksonder naar
rechtsboven

Hoe hoger het getal van de elektronegativiteit
hoe sterker het atoom aan de elektronen
trekt bij de atoombinding

Slide 19 - Diapositive

Polaire en apolaire atoombindingen
Je bepaalt het type binding door het verschil in
elektronegativiteit van beide atomen te pakken:

De afspraak bij scheikunde is als volgt:
verschil < 0,4 => apolaire binding
(verschil is kleiner dan 0,4)

0,4 < verschil < 1,7 => polaire binding
(verschil ligt tussen 0,4 en 1.7)

ONTHOUD DEZE GRENSWAARDEN GOED !!!

Slide 20 - Diapositive

Polaire en apolaire atoombindingen
Laten we nu eens kijken naar de 2 moleculen die we in deze slides als hebben gemaakt: CH4 en CO2.
De elektronegativiteit van de 3 verschillende atomen is als volgt (BINAS tabel 40A);
H-atoom:        EN = 2,1
C-atoom:        EN = 2,5
O-atoom:        EN = 3,5

In het CH4 molecuul zitten alleen C-H bindingen. Het verschil is 2,5 - 2,1 = 0,4. Dit is dus een apolaire binding
In het CO2 molecuul zitten alleen C=O bindingen. Het verschil is 3,5 - 2,5 = 1,0. Dit is dus een polaire binding.

Slide 21 - Diapositive

Polaire en apolaire atoombindingen
In het CO2 molecuul zitten alleen C=O bindingen. Het verschil is 3,5 - 2,5 = 1,0. Dit is dus een polaire binding.
Maar hoe schrijven we dit in een structuurformule?
Omdat de O-atomen sterker aan de elektronen trekken dan het C-atoom zitten de elektronen iets dichter bij de O-kernen dan bij de C-kern (Net zoals het vlaggetje bij touwtrekken dichter bij jou is als je sterker bent). 
Hierdoor is de lading niet gelijk verdeeld over het molecuul.
Je hebt dus iets meer negatieve lading (meer elektronen) bij
de O-atomen en dus minder bij het C-atoom.
We schrijven dat op als 

Slide 22 - Diapositive

Polaire en apolaire atoombindingen
Je hebt dus iets meer negatieve lading (meer elektronen) bij de O-atomen en dus minder bij het C-atoom.
We schrijven dat op als





Opgaven in het boek om hiermee te oefenen zijn 15 en 16.

Je zou nu leerdoel 10 moeten beheersen. 

Slide 23 - Diapositive

Wat nu te doen..
lezen §3.2
Maken (minimaal) opgaven 11, 13, 14, 15 en 16


Als je de opdrachten en de informatie in deze slides en bovenstaande opdrachten hebt gemaakt, zou je leerdoelen 6 t/m 10 moeten beheersen.

Slide 24 - Diapositive