5.4 Hydratatie van ionen

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo, vwo
• Leerjaar 4

Hydratatie van ionen

Deze les

• Uitleg elektronegativiteit, polaire atoombinding en hydratatie


• Lezen 5.4 'oplossen van zouten' (niet 'kristalwater') + maken 35 + 37 

Elektronegativiteit

• De elektronen die een samen een atoombinding vormen, zitten niet altijd netjes in het midden tussen 2 atomen in.
• Dit is afhankelijk van de elektronegativiteit van de betrokken atomen.
• Zie Binas 40A.
• O en N hebben een relatief hoge elektronegativiteit, zeker in verhouding tot H.

Elektronegativiteit

• Hoe hoger de elektronegativiteit, hoe harder aan de elektronen wordt getrokken door de positieve atoomkern. 
• De elektronen tussen O/N en H bevinden zich dus dichter bij O/N.
• Hierdoor wordt O/N partieel (een beetje) negatief geladen.
• H krijgt een positieve partiële lading.
• We noemen deze atoombinding dan polair.

Polaire atoombinding

• Als verschil in elektronegativiteit tussen twee atomen in een molecuul groter dan 0,4 is, noem je de atoombinding polair.
• Polaire atoombindingen bij C-O, N-H, O-H, F-H.

Hydratatie ionen

• Water heeft een partieel positieve (H) en negatieve (O) kant en wordt daarom een dipoolmolecuul genoemd. 
• Ionen zijn positief of negatief geladen (formele lading).
• Tegengestelde ladingen trekken elkaar aan: de ion-dipool binding.

Bindingen tussen atomen

• apolaire atoombinding: elektronen in het midden (geen + en -)
  
• polaire atoombinding:elektronen meer naar 1 kant (partieel + en -)
• ionbinding: elektronen volledig aan 1 kant (formeel + en -)
  

Bindingen tussen moleculen

Van zwak naar sterk:

• vanderwaalsbinding (tijdelijke + en - kant in molecuul)
• dipool-dipoolbinding (bij partiële + en - kant)
• waterstofbrug (bij sterk verschil in partiële + en - kant, vanuit OH en NH-groepen)

• ion-dipoolbinding afhankelijk van soort ion.

Aan de slag

• Lezen 5.4 'oplossen van zouten' (niet 'kristalwater') 
• Maken 35 + 37