§3.2- Binding in moleculen

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo, vwo
• Leerjaar 3

§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.

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.

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. 

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.

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.

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.

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.

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.

Vorming van atoombindingen

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

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.

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).

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.

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.

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.

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). 

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)

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.

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

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

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 !!!

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.

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 

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. 

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.