3.3 waterstofbruggen deel 1

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo
• Leerjaar 4

3.3 Waterstofbruggen deel 1

Deze les

• Uitleg §3 deel 1 waterstofbruggen
• Maken 19 t/m 24

Leerdoelen

Je kent de waterstofbrug en kunt die tekenen bij moleculen die een brug kunnen vormen.

Je weet wanneer een atoombinding polair of apolair is. 

Welke binding verbreekt bij het verdampen van een stof?

1. Atoombinding
2. Covalente binding
3. Metaalbinding
4. Vanderwaalsbinding

Welke stof heeft het hoogste kookpunt op basis van molecuulmassa?

H​2​​S

H​2​​O

1. H2O
2. H2S

Molecuulmassa en kookpunt

Hoe hoger de molecuulmassa, hoe sterker de vanderwaalsbinding, hoe hoger het kookpunt. 

Echter:

H₂S      34,081                -60 graden (210 K)

H₂O     18,015                100 graden (373 K)

NH_{3     17,031                 -33 graden (240 K)}

PH_{3      33,994                -88 graden (185 K)}

Waterstofbruggen

• OH en NH groepen zijn bijzonder
• Extra bindingen maken = waterstofbrug (H-brug)
• Veroorzaakt door polaire atoombinding
• Die wordt weer veroorzaakt door elektronegativiteit
• H-brug is sterker dan vanderwaalsbinding, maar minder sterk dan covalente binding

Polaire en apolaire atoombinding

• Elektronegativiteit: Binas 40A
• Geeft aan hoe hard een kern aan elektronen trekt
• Verschil betekent kleine lading op atoom

H=2,1 Cl=3,2

Cl trekt iets harder aan elektronen

Gedeeld elektronenpaar zit dichter bij Cl dan H

Cl klein beetje negatief 

H dus een klein beetje positief

δ​+​​

δ​−​​

Is de atoombinding tussen C en C polair of apolair?

1. polair
2. apolair

Regels H-bruggen tekenen

• Van H molecuul 1 naar O/N molecuul 2
• Van O/N molecuul 1 naar H molecuul 2
• streepjes/stipjes
• O kan 2 H-bruggen aan gaan
• H en N allebei maar 1 

Deze les

• Uitleg §3 deel 1 waterstofbruggen
• Maken 19 t/m 24