12.2 VSEPR-theorie

• Scheikunde
• Middelbare school
• vwo
• Leerjaar 5

12.2 VSEPR-theorie

12.2 VSEPR-theorie

Herhaling soorten bindingen (4e klas)
(Polaire atoombinding vanderwaalsbinding en waterstofbrug)

Ruimtelijke bouw van moleculen

Leerdoelen

Je kunt na afloop van de les:

• uitleggen welke bindingen er voorkomen bij moleculaire stoffen;
• de ruimtelijke bouw van een molecuul voorspellen aan de hand van de lewisstructuur;
• voorspellen of een molecuul een dipool is.

Herhaling

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. 

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)?

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-.
• Het verschil in EN bepaalt de soort binding.

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

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

>

Dipool-dipoolbinding

Binding tussen polaire moleculen ("dipolen")

Binding tussen         en            van verschillende moleculen

Voorbeeld: SO2

        

δ​−​​

δ​−​​

δ​−​​

δ​−​​

2δ​+​​

2δ​+​​

δ​+​​

δ​−​​

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

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?

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 = de som van het aantal atomen rondom het centrale atoom + het aantal vrije elektronenparen rondom dat atoom

Wat is het omringingsgetal van methaan (CH4)?

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

Wat is het omringingsgetal van formaldehyde (H2C=O)?

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

Wat is het omringingsgetal van ammoniak (NH3)

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

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.

Maak opdracht 15 uit je boek.

Klaar ? dan opdracht 20

Ammoniak (NH3)

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

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

Huiswerk

Leer HS12.2 (blz. 160-163)

Maak de vragen 14 – 23 (blz. 164-165)

Kijk de opdrachten goed na, wanneer je ze gemaakt hebt.

Maak een notitie van de vragen die je niet snapte of waarvan je meer uitleg wil hebben.

Stel deze vragen de volgende les.