Par 5.1 Vloeistoffen

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo
• Leerjaar 4

Par 5.1 Vloeistoffen

Lesdoelen

van der Waalsbinding en Kp

Op microniveau vergelijk je bij verdampen de sterkte van de bindingen tussen de moleculen. Tussen moleculaire stoffen, is een vanderwaalsbinding of molecuulbinding. 

Voorbeeld 

Conclusie:

Voor deze halogeenalkanen geldt, dat een grotere molecuulmassa leidt tot een hoger kookpunt.

De vanderwaalsbinding is blijkbaar sterker als de molecuulmassa groter is.

Hoe sneller een stof verdampt, hoe korter de verdampingstijd is, des te kleiner is dan de vanderwaalsbining.

Hiermee is niet alles te verklaren:

Bij water verwacht je een kortere verdampingstijd dan bij heptaan. De molecuulmassa van water is veel kleiner dan die van heptaan. De vanderwaalsbinding tussen watermoleculen is daardoor zwakker dan die tussen heptaanmoleculen.

Toch hebben heptaan en water ongeveer hetzelfde kookpunt. Dit is alleen verklaren door aan te nemen dat er nog een tweede soort binding tussen de watermoleculen is.

Polaire atoombinding

De tweede soort binding tussen watermoleculen ontstaat doordat een watermolecuul op een bijzondere manier is opgebouwd. De atoombinding tussen een H en een O atoom is anders dan de atoombinding tussen twee H atomen of twee O atomen.

Bouw van water moleculen

Bouw van waterstofmoleculen

Polaire atoombinding herkennen

Een atoombinding waarbij het ene atoom een δ− lading heeft en het andere een δ+ lading, heet een polaire atoombinding. De komt dus voor tussen een O atoom en een H atoom. De atoombinding tussen een N atoom en een H atoom is ook een polaire atoombinding. In polaire atoombindingen hebben H atomen steeds een δ+ lading, en O en N atomen altijd een δ− lading.

Je geeft in een structuurformule een polaire atoombinding aan met δ− en δ+. 

Waterstofbruggen

De δ+ lading op de waterstofatomen in een watermolecuul heeft invloed op andere watermoleculen. Dat geldt ook voor de δ− lading op het zuurstofatoom. Er ontstaat een aantrekkende kracht tussen een δ+ lading van het ene watermolecuul en de δ− lading op een naastgelegen watermolecuul. Deze aantrekkende kracht wordt een waterstofbrug of H-brug genoemd.

Waterstofbruggen

Waterstofbruggen mogelijkheden

Waterstofbruggen komen niet alleen voor tussen watermoleculen. Tussen andere moleculen zijn ook waterstofbruggen mogelijk. Dat kan alleen als deze moleculen een −OH of een −NH groep hebben. Tussen de atomen in de OH en NH groepen van deze moleculen komen polaire atoombindingen voor met een δ− lading op de O en N atomen. De H atomen hebben een δ+ lading.

Waterstofbruggen mogelijkheden

Zo doe je dat

Invloed H-bruggen op kookpunt

Als je de kookpunten van water en de alkanolen in volgende dia vergelijkt, valt het kookpunt van water op. Water heeft van de vier stoffen de kleinste molecuulmassa, maar het hoogste kookpunt. Terwijl water juist de zwakste vanderwaalsbinding heeft en je daardoor het laagste kookpunt zou verwachten. Blijkbaar heeft niet alleen de vanderwaalsbinding, maar ook het aantal waterstofbruggen invloed op het kookpunt.

Invloed H-bruggen op kookpunt

Invloed H-bruggen op kookpunt

Een watermolecuul heeft twee OH groepen, een methanolmolecuul maar één. Watermoleculen kunnen daardoor onderling meer waterstofbruggen vormen dan methanolmoleculen. Dat geldt ook voor watermoleculen in vergelijking met moleculen ethanol en propaan‑1‑ol.

Waterstofbruggen zorgen voor een extra aantrekking tussen moleculen.

Stoffen met waterstofbruggen hebben daardoor een hoger kookpunt dan je op grond van hun molecuulmassa zou verwachten.

Samenvatting

Hoe groter de molecuulmassa, hoe sterker de vanderwaalsbinding en hoe hoger het kookpunt.

Tussen NH en OH atomen komt een polaire atoombinding voor. Het H atoom heeft een δ+ lading en het O of N atoom een δ− lading.

Tussen moleculen met een OH of NH groep vormen zich waterstofbruggen. Dat geldt voor water, alkanolen en alkaanaminen.

Waterstofbruggen vormen een sterkere binding tussen moleculen dan de vanderwaalsbinding. Dit leidt tot een hoger kookpunt.