8.2 VSEPR-theorie leerdoel 2

• Scheikunde
• Middelbare school
• vwo
• Leerjaar 5

8.2 VSEPR-theorie Deel 2

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)?

Welke soorten bindingen ken je nog uit de 4e klas?

Stelling: Hoe hoger de molecuulmassa des te sterker de VDW-binding en dus hoe lager het kookpunt

1. Waar
2. Niet Waar

Vanderwaals binding (VdW)

• Aantrekkingskracht tussen moleculen onderling
• Sterkte van de VwD binding neemt toe bij een
  hogere molecuulmassa
  en
  groter molecuuloppervlak

Vanderwaalsbinding 

Voorbeeld: hexaan en 2,3-dimethylbutaan

Zelfde massa, maar hexaan heeft een groter oppervlak, dus sterkere vanderwaalsbinding

>

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. 

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+.

Polaire atoombinding

• Zo'n gedeeltelijke lading, δ+, wordt ook wel partiële lading genoemd. 
• De atoombinding noem je dan een polaire atoombinding.

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-

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

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?

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​+​​

Dipool-dipoolbinding

Binding tussen polaire moleculen ("dipolen")

Binding tussen         en            van verschillende moleculen

Voorbeeld: SO2    

        

δ​−​​

δ​−​​

δ​−​​

δ​−​​

2δ​+​​

2δ​+​​

δ​+​​

δ​−​​

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

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.

Wat is het omringingsgetal van ammoniak (NH3)

1. 1
2. 2
3. 3
4. 4

Ammoniak (NH3)

• Lewisstructuur: 1 vrij elektronenpaar
• Omringingsgetal: 4
• 3 atomen en 1 VEP
• Ruimtelijke bouw is een tetraëder.   

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

In welke afbeelding
is de waterstofbrug
correct getekend?

1. A
2. B
3. C
4. D

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.

Huiswerk

8.2: maken opgave 12,16,20 en 21