Slide 5 t/m 8 is herhaling van stof uit hoofdstuk 3 van 4 vwo. Dit is belangrijk om deze paragraaf van hoofdstuk 12 te begrijpen. Voor nog meer herhaling maak alle lessen in lessonUp van hoofdstuk 3.
maar SO2 goed (112 g/L) en NH3 zeer goed (~250g/L)?
Slide 10 - Tekstslide
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 11 - Tekstslide
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 12 - Tekstslide
Polaire atoombinding
Zo'n gedeeltelijke lading, δ+, wordt ook wel partiële lading genoemd.
De atoombinding noem je dan een polaire atoombinding.
Slide 13 - Tekstslide
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-.
Het verschil in EN bepaalt de soort binding.
Slide 14 - Tekstslide
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 15 - Tekstslide
Vanderwaals binding (VdW)
Aantrekkingskracht tussen moleculen onderling
Sterkte van de VwD binding neemt toe bij een hogere molecuulmassa en groter molecuuloppervlak
Slide 16 - Tekstslide
Vanderwaalsbinding
Voorbeeld: hexaan en 2,3-dimethylbutaan
Zelfde massa, maar hexaan heeft een groter oppervlak, dus sterkere vanderwaalsbinding
>
Slide 17 - Tekstslide
Dipool-dipoolbinding
Binding tussen polaire moleculen ("dipolen")
Binding tussen en van verschillende moleculen
Voorbeeld: SO2
δ−
δ−
δ−
δ−
2δ+
2δ+
δ+
δ−
Slide 18 - Tekstslide
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 - Tekstslide
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 20 - Tekstslide
In welke afbeelding is de waterstofbrug correct getekend?
A
A
B
B
C
C
D
D
Slide 21 - Quizvraag
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 22 - Tekstslide
Wat is het omringingsgetal van methaan (CH4)?
A
1
B
2
C
3
D
4
Slide 23 - Quizvraag
Wat is het omringingsgetal van formaldehyde (H2C=O)?
A
1
B
2
C
3
D
4
Slide 24 - Quizvraag
Wat is het omringingsgetal van ammoniak (NH3)
A
1
B
2
C
3
D
4
Slide 25 - Quizvraag
Ammoniak (NH3)
Lewisstructuur: 1 vrij elektronenpaar
Omringingsgetal: 4
3 atomen en 1 VEP
Ruimtelijke bouw is een tetraëder.
Slide 26 - Tekstslide
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 27 - Tekstslide
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
CO2 heeft een omringingsgetal van 2
Daardoor is SO2 wel een dipoolmolecuul en CO2 niet.
Daardoor kan SO2 dipool-dipoolbindingen aangaan met water en CO2 niet.
NH3 is een dipool, en kan daarbovenop ook nog waterstofbruggen vormen met water
Slide 28 - Tekstslide
De covalentie van een atoom is gelijk aan het omringingsgetal als...