§3.3- Binding tussen moleculen
§3.3 Binding tussen moleculen
Leerdoelen:
11. Verband uitleggen tussen molecuulmassa en de vanderwaalsbinding
12. Verband uitleggen tussen smelt- en kookpunt en de vanderwaalsbinding
13. verschil uitleggen tussen ontleden en verdampen
14. verklaren waarom kookpunten van moleculaire stoffen sterk afwijken
15. uitleggen wat een dipool-dipoolbinding inhoudt
16. uitleggen wat waterstofbruggen zijn
17. Via de structuurformule herkennen of de stof waterstofbruggen kan vormen.
1 / 19
volgende
Slide 1: Tekstslide
ScheikundeMiddelbare schoolhavo, vwoLeerjaar 3
In deze les zitten 19 slides, met tekstslides.
Lesduur is: 50 minOnderdelen in deze les
§3.3 Binding tussen moleculen
Leerdoelen:
11. Verband uitleggen tussen molecuulmassa en de vanderwaalsbinding
12. Verband uitleggen tussen smelt- en kookpunt en de vanderwaalsbinding
13. verschil uitleggen tussen ontleden en verdampen
14. verklaren waarom kookpunten van moleculaire stoffen sterk afwijken
15. uitleggen wat een dipool-dipoolbinding inhoudt
16. uitleggen wat waterstofbruggen zijn
17. Via de structuurformule herkennen of de stof waterstofbruggen kan vormen.
Slide 1 - Tekstslide
Binding TUSSEN moleculen
§3.1 behandelde de bindingen IN moleculen. Dat zijn ALTIJD de sterkste bindingen.
TUSSEN moleculen zijn er ook bindingen die de stof vormen in vaste en vloeibare vorm. Deze bindingen zijn (veel) zwakker.
Alle moleculen trekken elkaar onderling aan. Deze aantrekkingskracht is de vanderwaalskracht.
De binding noemen we dan de vanderwaalsbinding.
Slide 2 - Tekstslide
Binding TUSSEN moleculen
De vanderwaalsbinding is ALTIJD aanwezig tussen ALLE moleculen in de vaste en de vloeibare fase.
Slide 3 - Tekstslide
Relatie vanderwaalsbinding en kookpunt
Hoe zwaarder het molecuul, hoe sterker de vanderwaalsbinding.
Omdat de binding tussen de zwaardere moleculen sterker is, is er meer energie nodig om die binding te verbreken en blijft de stof dus langer vast en vloeibaar.
Dit betekent dat het smeltpunt
en het kookpunt hoger is.
Slide 4 - Tekstslide
Relatie vanderwaalsbinding en kookpunt
Niet alleen de molecuulmassa bepaalt de sterkte van de vanderwaalsbinding
Ook het contactoppervlak (=raakvlak van 2 moleculen) met een ander molecuul is belangrijk.
We kijken naar 2 moleculen die even zwaar zijn (C4H10)
Butaan 2-methylpropaan
Slide 5 - Tekstslide
Relatie vanderwaalsbinding en kookpunt
Butaan is langgerekt en 2-methylpropaan is veel ronder van vorm
Butaan moleculen kunnen via een 2-methylpropaan moleculen raken
groter contactoppervlak elkaar elkaar op een kleiner oppervlak en
aantrekken hebben dus minder aantrekking
=sterkere vanderwaalsbinding = zwakkere vanderwaalsbinding
Slide 6 - Tekstslide
Relatie vanderwaalsbinding en kookpunt
Butaan is langgerekt en 2-methylpropaan is veel ronder van vorm
Bekijk ook figuur 3.31 (pag79) van het boek: Het contact tussen knikkers (=bolletjes) en lucifers (=staafjes).
Slide 7 - Tekstslide
Relatie vanderwaalsbinding en kookpunt
De sterkte van de vanderwaalsbinding (en dus van het kookpunt) hangt dus af van zowel
de MOLECUULMASSA
en
de VERTAKKING van het molecuul.
Hiermee zou je leerdoelen 11 en 12 moeten beheersen.
Slide 8 - Tekstslide
Verbreken van de vanderwaalsbinding
In de vaste fase zijn de vanderwaalsbindingen vrij sterk aanwezig tussen de moleculen, waardoor deze ook allemaal op 1 vaste plek in het molecuulrooster gebonden zijn.
In de vloeibare fase zijn de vanderwaalsbindingen tussen de moleculen nog steeds aanwezig maar zijn minder sterk. De moleculen worden nog wel bijeen gehouden door de vanderwaalsbindingen maar de moleculen kunnen wel bewegen ten opzichte van elkaar.
Slide 9 - Tekstslide
Verbreken van de vanderwaalsbinding
In de gas fase gaan alle moleculen uit elkaar en hiermee worden de vanderwaalsbindingen ook verbroken.
LET OP !!!: de atoombinding (dus de binding in het molecuul) wordt niet verbroken bij het verdampen naar de gasfase.
Je zou nu leerdoel 13 moeten beheersen.
Slide 10 - Tekstslide
Andere krachten tussen moleculen
Alle moleculen zijn onderling verbonden door vanderwaalskrachten.
Echter, moleculen met polaire bindingen (zie §3.2) kunnen nog extra bindingen hebben met elkaar.
Deze extra bindingen zijn:
- Dipool-dipool bindingen
- Waterstofbruggen (H-bruggen)
Oefenopgave (=opgave 20 van je boek):
1. bepaal het verschil van elektronegativiteit van binding C=O en S=O en concludeer of dit polaire of apolaire bindingen zijn.
Slide 11 - Tekstslide
Dipool-dipool bindingen
Oefenopgave (=opgave 20 van je boek):
1. bepaal het verschil van elektronegativiteit van binding C=O en S=O en concludeer of dit polaire of apolaire bindingen zijn.
2. Teken de moleculen over (let ook op de hoeken) in je schrift en schrijf er en bij op de juiste plekken.
3. Teken nu een pijltje van een naar een atoom (bij alle bindingen)
4. probeer nu te bedenken wat er overblijft als je beide pijltjes optelt.
Laat mij het resultaat gerust zien als je twijfelt.
Slide 12 - Tekstslide
Dipool-dipool bindingen
Als je de opdracht van de vorige slide hebt uitgevoerd zal je geleerd hebben dat een molecuul met polaire bindingen soms wel en soms niet een netto ladingsverdeling (=netto pijl die overblijft) heeft.
Als een molecuul een netto ladingsverdeling heeft, dan noemen we dat een dipool-molecuul.
De binding tussen 2 dipool-moleculen noemen we
een dipool-dipoolbinding.
Slide 13 - Tekstslide
Dipool-dipool bindingen
Omdat de dipool-dipool binding bovenop de vanderwaalsbinding komt, trekken deze moleculen elkaar sterker aan dan wanneer er alleen vanderwaalsbindingen zouden zijn.
Het smeltpunt van een dipool-molecuul is dan ook hoger dan van niet dipool-moleculen (van ongeveer dezelfde massa).
Je zou nu leerdoelen 14 en 15 moeten beheersen
Slide 14 - Tekstslide
Waterstof bruggen (H-bruggen)
Sommige dipool-moleculen hebben naast dipool-dipool bindingen NOG een extra binding. Dit is een waterstofbrug (H-brug).
Een H-brug kan gevormd worden in moleculen waar een O-H of een N-H binding in voorkomt.
Een bekend voorbeeld is water: H2O.
Water bestaat alleen maar uit O-H binding.
Dit is een polaire binding (verschil EN=1,4).
Slide 15 - Tekstslide
Waterstof bruggen (H-bruggen)
Water bestaat alleen maar uit O-H binding.
Dit is een polaire binding (verschil EN=1,4).
De van het H-atoom kan een H-brug vormen met de van het O-atoom.
Je geeft zo'n H-brug binding
weer met een STIPPELLIJN.
Slide 16 - Tekstslide
Waterstof bruggen (H-bruggen)
Een ander voorbeeld is NH3 dat alleen uit
N-H bindingen bestaat.
Polaire binding (verschil EN=0,9)
N-H bindingen kunnen ook een H-bruggen vormen met O-H bindingen.
Slide 17 - Tekstslide
Waterstof bruggen (H-bruggen)
H-bruggen zijn erg sterke verbindingen.
Daardoor hebben stoffen met H-bruggen een veel hoger kookpunt dan stoffen met soortgelijke molecuulmassa maar zonder H-bruggen.
Slide 18 - Tekstslide
Wat nu te doen..
lezen §3.3
Maken (minimaal) opgaven 18, 21, 22, 24, 26, 27, 28, 29, 30 en 31
Als je de opdrachten en de informatie in deze slides en bovenstaande opdrachten hebt gemaakt, zou je leerdoelen 11 t/m 17 moeten beheersen.
