V5 12.2 VSEPR-theorie

12.2 VSEPR-theorie
Herhaling soorten bindingen V4 (polaire atoombinding, VdW-binding en H-brug)
Ruimtelijke bouw van moleculen

1 / 18
volgende
Slide 1: Tekstslide
ScheikundeMiddelbare schoolvwoLeerjaar 5

In deze les zitten 18 slides, met interactieve quizzen en tekstslides.

time-iconLesduur is: 45 min

Onderdelen in deze les

12.2 VSEPR-theorie
Herhaling soorten bindingen V4 (polaire atoombinding, VdW-binding en H-brug)
Ruimtelijke bouw van moleculen

Slide 1 - Tekstslide

Vraag van de dag
Waarom lost CO2 slecht op (1,45 g/L) en SO2 goed op (112 g/L) in water?

Slide 2 - 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 3 - 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 4 - Tekstslide

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

Slide 5 - 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 6 - 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 7 - Tekstslide

Vanderwaals binding (VdW)
  • Aantrekkingskracht tussen moleculen onderling
  • Sterkte van de VwD binding neemt toe bij een hogere molecuulmassa

Slide 8 - 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 9 - 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 10 - Tekstslide

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 11 - Tekstslide

Wat is het omringingsgetal van methaan (CH4)?
A
1
B
2
C
3
D
4

Slide 12 - Quizvraag

Wat is het omringingsgetal van formaldehyde (H2C=O)?
A
1
B
2
C
3
D
4

Slide 13 - Quizvraag

Wat is het omringingsgetal van ammoniak (NH3)
A
1
B
2
C
3
D
4

Slide 14 - Quizvraag

Ammoniak (NH3)
  • Lewisstructuur: 1 vrij elektronenpaar
  • Omringingsgetal: 4
  • 3 atomen en 1 VEP
  • Ruimtelijke bouw is een tetraëder.   

Slide 15 - 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 16 - Tekstslide

Vraag van de dag: waarom lost SO2 wel goed op in water en CO2 niet?
  • 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.

Slide 17 - Tekstslide

Wat kan je nu gaan doen?
Paragraaf 12.2 doorlezen
Opdrachten maken uit de studiewijzer

Slide 18 - Tekstslide