H3.2 - Dipool en waterstofbruggen

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo, vwo
• Leerjaar 4

H3.2 - Dipool en waterstofbruggen + Lewis

Dipool-dipoolbinding

Binding tussen polaire moleculen ("dipolen")

Binding tussen         en            van verschillende moleculen

Voorbeeld: SO2

        

δ​−​​

δ​−​​

δ​−​​

δ​−​​

2δ​+​​

2δ​+​​

δ​+​​

δ​−​​

Dipool-dipoolbinding

Binding tussen polaire moleculen ("dipolen")

Binding tussen          en          van verschillende moleculen

Voorbeelden: HCl en H2O

        

δ​+​​

δ​−​​

Een molecuul is een dipool als

- er polaire atoombindingen aanwezig zijn

- er een vlak in het molecuul aan te wijzen is, waarin de ladingen elkaar niet opheffen (geen symmetrie)

Waterstofbruggen

• OH en NH groepen zijn bijzonder
• Extra bindingen maken = waterstofbrug (H-brug)
• Veroorzaakt door polaire atoombinding 
• Die wordt weer veroorzaakt door elektronegativiteit
• H-brug is sterker dan vanderwaalsbinding, maar minder sterk dan covalente binding

Regels H-bruggen tekenen

• streepjes/stipjes
• O kan 2 H-bruggen aan gaan
• H en N allebei maar 1 

H-brug tekenen

Teken de structuren 1x over en teken zoveel mogelijk H-bruggen tussen deze moleculen. 

Waarom Lewisstructuren?

Essentieel om te begrijpen/voorspellen wat er bij chemische reacties gebeurt.

Ook voor verklaring enkele stofeigenschappen.

Teken de Lewisstructuren van zuurstof en ammoniak

Ammoniak

Zuurstof

Dus: Lewisstructuur is een structuurformule waarin alle valentie-elektronen zijn weergegeven en atomen (zoveel mogelijk) omringd zijn door 8 valentie-elektronen.

Uitzondering: H wordt omringd door 2 valentie-elektronen ('K').

Uitzondering: P en S kunnen omringd worden door 10 of 12 valentie-elektronen ('M') → uitgebreid octet.

Teken de Lewisstructuur met formele ladingen van een fosfaation (P heeft een uitgebreid octet)

Havo: H3.2 maken opdrachten 18 t/m 30

Ath: H3.2 maken opdrachten 17 t/m 27